Grado en Física - Albergue de alojamientos de la UVa

QUÍMICA
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3. ENLACE QUÍMICO I
Generalmente, las sustancias químicas están formadas por agrupaciones de átomos
unidos por enlaces químicos.
El enlace químico es la unión de dos o más átomos por fuerzas de naturaleza
eléctrica, fuerzas que se establecen entre los núcleos y los electrones más externos o
electrones de valencia. Dado que los electrones de los niveles internos del átomo están
retenidos por el núcleo mucho más fuertemente que los electrones del nivel externo,
aquéllos no se ven implicados en el enlace. Por ello, al hablar del enlace químico hay
que centrar la atención en los electrones de la capa de valencia.
Al aproximarse dos átomos, la energía potencial del sistema varía con la distancia
internuclear como muestra la figura 3-1. La distancia correspondiente al mínimo de
energía es la longitud de enlace y la disminución de energía respecto a los átomos
separados es la energía de enlace, energía que se desprende en la formación del enlace.
Figura 3-1.- Energía potencial de dos átomos de hidrógeno
frente a la distancia internuclear.
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Cuando se forma un enlace entre dos átomos, la disposición resultante de los dos
núcleos y los electrones tiene una energía menor que la energía total de los dos átomos
separados. Si la menor energía se alcanza mediante transferencia de uno o más
electrones de un átomo al otro, se forman iones que se mantienen unidos por atracción
electrostática: es el enlace iónico. Así ocurre con los átomos Na y Cl para formar
cloruro de sodio, NaCl (Na+Cl-). Si la menor energía se alcanza compartiendo
electrones, los átomos se unen mediante enlace covalente y se forman moléculas. Por
ejemplo, la unión de dos átomos de H y uno de O para formar H2O. Un tercer tipo de
enlace es el enlace metálico, en el cual un gran número de cationes metálicos se
mantienen unidos por un mar de electrones (los electrones de valencia de todos los
átomos).
SÍMBOLOS Y FÓRMULAS DE LEWIS
La clave para entender el enlace químico es el conocimiento de la estructura
electrónica de los átomos. Así, por ejemplo, es posible entender por qué el Na y el Cl se
combinan para formar NaCl y no NaCl2 o Na2Cl, o por qué el C y el H se combinan
para formar metano, cuya fórmula es CH4 y no CH o CH2.
Las teorías actuales sobre el enlace químico tienen su base en las ideas de G.N.
Lewis, uno de los nombres importantes de la historia de la química. Es destacable que
sus ideas se desarrollaron a principios del s. XX, antes de que se comprendiera
completamente la estructura atómica y de que se supiese algo de mecánica cuántica. El
descubrimiento de los gases nobles hacia finales del s. XIX y su inercia química fueron
la clave para una primera explicación sobre el enlace químico: los átomos tienden a
adquirir una configuración electrónica de mayor estabilidad, como la de un gas noble, es
decir, con ocho electrones externos. Lewis llamó a este principio la regla del octeto.
Para ello, los átomos ceden, aceptan o comparten electrones.
Lewis introdujo un simbolismo muy sencillo para representar los electrones de
valencia de los átomos (símbolos de Lewis) y el enlace químico (estructuras o fórmulas
de Lewis). Las estructuras de Lewis constituyen uno de los conceptos más útiles e
importantes de la química. En los símbolos de Lewis, los electrones de valencia de un
átomo se representan por puntos que rodean al símbolo del elemento:
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Veamos cómo se describen tanto el enlace iónico como el enlace covalente
utilizando los símbolos de Lewis.
ENLACE IÓNICO
El enlace iónico se establece cuando reaccionan elementos con electronegatividades
muy diferentes, produciéndose una transferencia de electrones desde el átomo menos
electronegativo al más electronegativo, dando lugar a la formación de iones, positivos y
negativos, que se unen por fuerzas de atracción eléctrica.
Consideremos la reacción entre un átomo de sodio y un átomo de cloro, cuyas
configuraciones electrónicas son
Na, [Ne]3s1
y
Cl, [Ne]3s23p5
El sodio puede adquirir una configuración de gas noble (Ne) perdiendo un electrón y
formando el ion Na+. Si el cloro acepta un electrón, resulta el ion cloruro, Cl-, con una
configuración electrónica del gas noble siguiente, argón. La transferencia de electrones
entre ambos átomos se puede representar por la ecuación
o, mediante fórmulas de Lewis,
El ion sodio y el ion cloruro tienen cargas opuestas y se atraen, haciendo que los iones
se junten: es el enlace iónico.
Otro ejemplo, la reacción del Ba y el O:
En general, para predecir la configuración electrónica de un catión
monoatómico, se eliminan los electrones más externos siguiendo el orden np, ns, (n-1)d.
Los metales del bloque s forman iones con cargas +1 (grupo 1) o +2 (grupo 2). Los
metales del bloque p forman iones de cargas +3 (grupo 13) y + 1 al bajar en el grupo
(efecto del par inerte), o +4 y +2 (grupo 14). Los orbitales (n-1)d están por debajo del
orbital ns cuando está ocupado por electrones. Por ello, en los metales de transición se
eliminan primero los electrones ns, seguidos de un número variable de electrones
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(n-1)d. Para los aniones monoatómicos, se agregan electrones hasta alcanzar la
configuración del gas noble siguiente. La figura 3-2 muestra las configuraciones de los
iones monoatómicos de los grupos principales de la tabla periódica.
Figura 3-2. Configuraciones electrónicas de los iones monoatómicos de los grupos
principales: (a) cationes; (b) aniones.
(P.W. Atkins y L.L. Jones, “Principios de Química”, Ed. Médica Panamericana, 2012)
Hay muchos cationes metálicos (de las series de transición y del bloque p) que
no tienen una configuración de gas noble. Ejemplos:
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Energética de la formación de un cristal iónico
Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos. En el cristal, cada ion se rodea de
iones opuestos. La estructura del cristal viene determinada por factores geométricos
(tamaño relativo de los iones) y por la condición de neutralidad eléctrica del cristal.
Se denomina energía reticular a la energía necesaria para separar los iones de un
cristal. Así, para el cloruro de sodio, la energía reticular es la energía del proceso
Se expresa en kJ/mol.
Se puede demostrar que la energía reticular viene dada por la ecuación de BornLandé:
Z+ y Z- son los números de carga de los iones;
e es la carga del electrón;
d0 es la distancia interiónica;
M, la constante de Madelung, que depende de la estructura del cristal (para todos
los cristales iónicos con estructura de NaCl, figura 3-3, M = 1,748)
n, el exponente de Born (números entre 5 y 12), que depende de la compresibilidad
del cristal y ésta de las configuraciones de los iones;
ε0, la permitividad del vacío (8,85419 x 10-12 C J-1 m-1)
NA , la constante de Avogadro.
Obsérvese que la energía reticular será tanto mayor cuanto más pequeños sean los
iones y mayores sean sus cargas.
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Figura 3-3.- Red cristalina de cloruro de sodio
La energía reticular también puede calcularse haciendo el balance de energía de la
formación del compuesto iónico a partir de sus elementos en su forma más estable. Este
balance se muestra en el ciclo de Born-Haber. La figura 3-4 muestra el ciclo de BornHaber para el cloruro de sodio.
Figura 3-4.- Ciclo de Born-Haber para el NaCl.
En este ciclo,
∆Hºf es la entalpía de formación del NaCl(s);
∆Hsub es la entalpía de sublimación del sodio;
Ι es la energía de ionización del sodio;
∆Hdis es la energía de disociación del cloro, Cl2.
Ea es la afinidad electrónica del Cl;
Ur, la energía reticular.
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ENLACE COVALENTE
Según Lewis, los átomos pueden completar un octeto (el H un doblete) no sólo por
transferencia de electrones, sino también por compartición de pares electrónicos entre
dos átomos. El enlace se llama covalente. Según se compartan uno, dos o tres pares de
electrones, el enlace se llama enlace simple, doble o triple.
Por ejemplo, el átomo de hidrógeno, con 1 electrón, necesita 1 electrón más para
completar su doblete. Para ello, puede compartir un par de electrones con otro átomo de
H, formando la molécula H2. Se dice que la valencia del H es 1. El F, con 7 electrones
de valencia, necesita 1 electrón para completar su octeto, lo que puede lograr
compartiendo un par de electrones con un H (formando HF), con otro átomo F
(formando F2), con un átomo de Cl (formando ClF), etc. El flúor tiene valencia 1. El
oxígeno tiene 6 electrones de valencia y necesita 2 electrones más para completar el
octeto, lo que puede lograr compartiendo dos pares de electrones con dos átomos de H
(formando H2O). El oxígeno tiene valencia 2.
Para describir los enlaces en las moléculas se pueden utilizar las estructuras de
Lewis, que muestran la disposición de cada par de electrones de enlace mediante un
guión largo y los pares de electrones de valencia que no forman enlaces (pares
solitarios) mediante pares de puntos sobre el átomo correspondiente. Por ejemplo, para
la molécula de flúor, F2:
Ejemplos de estructuras de Lewis:
Aunque la regla del octeto explica la valencia de los elementos y la estructura de
muchos compuestos, hay muchas excepciones a la misma. El C, el N, el O y el F
obedecen generalmente esta regla. Sin embargo, átomos como P, S o Cl pueden alojar
más de ocho electrones en su capa de valencia. Veamos las excepciones a la regla del
octeto.
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a) Moléculas con número impar de electrones. Ejemplos: NO y NO2. No
obstante, ambos tienden a dimerizarse, formando N2O2 y N2O4.
b) Moléculas deficientes de electrones. En el trifluoruro de boro, BF3, los tres
electrones de valencia del boro forman tres enlaces simples con tres átomos
de flúor, quedando el boro rodeado de tres pares de electrones. No obstante,
el boro puede completar su octeto si una molécula (como NH3) o un ion
(como F-), con un par de electrones solitario, se une al boro aportando el par
de electrones de enlace. El enlace así formado se llama covalente
coordinado.
c) Moléculas con exceso de electrones (capa de valencia expandida). Los
átomos de los periodos 3 y posteriores pueden acomodar más de ocho
electrones en su capa de valencia, ya que disponen de orbitales de valencia s,
p y d. Así, el fósforo, con cinco electrones de valencia, puede formar con el
cloro el PF3 y el PF5 utilizando tres o cinco electrones, moléculas en las que
el átomo de P está rodeado de 8 y 10 electrones, respectivamente. Asimismo,
el azufre, con seis electrones de valencia puede formar con el flúor el SF2, el
SF4 y el SF6 utilizando dos, cuatro o seis electrones, moléculas en las que el
S está rodeado de 8, 10 y 12 electrones, respectivamente.
Incluso los gases nobles pueden formar compuestos con el F y el O,
aumentando el número de electrones a su alrededor. El primero de estos
compuestos es el XeF4 (sintetizado en 1962).
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Para escribir la estructura de Lewis de una molécula se necesita saber la secuencia
de átomos en la molécula. Un átomo terminal está unido sólo a otro átomo; un ejemplo
es el átomo de H en el metano, CH4. Un átomo central es el que está unido a dos o más
átomos; por ejemplo, el C en la molécula de metano. Una regla general, aunque con
alguna excepción, es que el átomo central es el menos electronegativo (el H, que es un
átomo terminal, es una excepción), ya que comparte más electrones propios que un
átomo terminal.
RESONANCIA
Algunas moléculas o iones no pueden representarse adecuadamente mediante una
estructura de Lewis. Por ejemplo, el ion nitrito, NO2-, tiene dos estructuras de Lewis,
cada una de ellas con dos enlaces nitrógeno-oxígeno, uno doble y otro simple. Sin
embargo, se ha demostrado experimentalmente que ambos enlaces son iguales. Para
reflejar este hecho, se dice que la estructura real del ion nitrito es una superposición o
combinación de las dos estructuras de Lewis. Esta combinación se llama resonancia y
la estructura combinada se llama híbrido de resonancia. Se representa con ambas
fórmulas de Lewis separadas por una flecha de doble punta:
Obsérvese que en el sistema resonante hay tres pares de electrones de enlace para los
dos enlaces nitrógeno-oxígeno. Así, cada enlace es intermedio entre enlace simple y
doble: se dice que el orden de enlace es 1.5. Obsérvese asimismo que hay dos pares de
electrones (un par de enlace y un par solitario) que están deslocalizados sobre los tres
átomos.
Otro ejemplo típico de resonancia es el benceno, C6H6, cuya molécula está formada
por un anillo plano hexagonal de seis átomos de carbono, cada uno unido a un átomo de
hidrógeno. F. Kekulé (1865) fue el primero que propuso una estructura cíclica con
enlaces carbono-carbono simples y dobles alternos:
Hay hechos experimentales que demuestran que esta estructura no es correcta:
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1) El benceno no experimenta las reacciones típicas de los compuestos con dobles
enlaces (por ejemplo, adición de Br2 a los dobles enlaces).
2) Sólo existe un 1,2-doclorobenceno y no dos, como puede esperarse de una
estructura de Kekulé.
3) Todos los enlaces carbono-carbono del benceno tienen la misma longitud (139
pm), intermedia entre el enlace simple (154 pm) y el doble (134 pm).
De acuerdo con estos hechos, una representación adecuada es como híbrido de
resonancia de dos estructuras de Lewis:
o
Como resultado de la resonancia entre las dos estructuras, hay seis electrones
deslocalizados sobre toda la molécula, lo que confiere a cada enlace carbono-carbono
una longitud intermedia entre la de un enlace simple y uno doble. Un representación
adecuada de la molécula es un hexágono con un circulo inscrito, que representa los seis
electrones deslocalizados.
La resonancia es una combinación de estructuras con la misma disposición de
átomos, pero diferentes disposiciones de electrones; distribuye las características de los
enlaces dobles por toda la molécula, dando como resultado una energía más baja. Es
decir, que la molécula real es más estable que cualquiera de sus posibles estructuras de
Lewis. La diferencia de energía entre éstas y aquélla se llama energía de resonancia.
CARGA FORMAL
Las moléculas son eléctricamente neutras, sin embargo pueden existir cargas
parciales en distintos puntos de una molécula. Esto se pone de manifiesto con el
concepto de carga formal. Consideremos la molécula de monóxido de carbono, CO,
cuya estructura de Lewis es
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Se denomina carga formal de un átomo en una estructura de Lewis a la carga que
tendría el átomo si tuviese la mitad de los electrones de enlace. Así, en la molécula de
CO, al repartir los electrones de enlace entre el C y el O, ambos átomos quedarían con
cinco electrones. Como el átomo de C libre tiene 4 electrones de valencia y el de O tiene
6, en la molécula de CO el C tendría una carga negativa -1 y el O una carga +1, lo que
se indica así:
La carga formal es una medida de la redistribución de electrones sobre un átomo en
una estructura de Lewis, es decir, da una indicación de la medida en que cada átomo ha
ganado o perdido electrones en el proceso de formación del enlace covalente. Una carga
formal baja indica que un átomo ha sufrido la menor redistribución de electrones
respecto a su estado libre.
Las estructuras de Lewis con menores cargas formales tienen energías más bajas.
Por ello, para escribir correctamente una fórmula de Lewis es preciso conocer la
secuencia de átomos en la molécula y distribuir los electrones de valencia de todos los
átomos de modo que las cargas formales sobre los átomos sean mínimas. Así, cuando
son posibles varias estructuras resonantes, las más estables son las que tienen cargas
formales mínimas. Por ejemplo, de las estructuras de resonancia del ion perclorato,
ClO4-, las más probables son las cuatro estructuras con tres enlaces dobles y la
estructura con cuatro enlaces dobles, ya que en ellas las cargas formales son mínimas
(una carga -1):
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PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE
Las características de un enlace covalente entre dos átomos se debe principalmente a
las propiedades de ambos átomos y varían poco con la identidad de los demás átomos
de la molécula.
La fuerza de un enlace A-B se mide por su entalpía de disociación o energía de
enlace, ∆H(A-B), que es la energía que se requiere para separar los dos átomos
enlazados, es decir, la energía del proceso
A – B (g)
A(g) + B(g)
La energía de un enlace A-B varía ligeramente de unas moléculas a otras, debido a la
influencia de los demás átomos de la molécula, como se ha apuntado anteriormente. La
tabla 3-1 recoge las energías de enlace medias.
Tabla 3-1.- Energías de enlace medias (kJ/mol)
H
H
436
C
412
C
N
O
S
F
Cl
Br
I
P
348 (i)
612 (ii)
838 (iii)
518 (a)
N
O
388
463
305 (i)
163 (i)
613 (ii)
409 (ii)
890 (iii)
946 (iii)
360 (i)
157
743 (ii)
146 (i)
497 (ii)
S
338
259
264
F
565
484
270
185
496
155
Cl
431
338
200
203
250
249
242
Br
366
276
201
212
254
219
193
I
299
238
201
278
210
178
P
322
151
201
(i) Enlace simple; (ii) Enlace doble; (iii) Enlace triple; (a) enlace aromático.
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Del análisis de las energías de enlace de muchas moléculas se han sacado las
siguientes conclusiones:
a) La fuerza de enlace aumenta con el número de pares de electrones de enlace, es
decir, con el orden de enlace. Así,
∆H(A-B) < ∆H(A=B) < ∆H(A B)
b) La fuerza de un enlace se reduce cuando aumenta el número de pares solitarios
sobre los átomos unidos, debido a la repulsión entre ellos.
c) La fuerza de enlace disminuye al aumentar el tamaño de los átomos.
d) La resonancia fortalece los enlaces.
La longitud de enlace es la distancia entre los núcleos de los átomos unidos. Se
determina por espectroscopía o por difracción de rayos X. Observaciones:
a) La longitud de enlace disminuye al aumentar el orden de enlace:
D(A-B) > D(A=B) > D(A B)
b) Cuánto más fuerte es un enlace menor es su longitud.
Un ángulo de enlace es el ángulo formado por dos enlaces contiguos en una
molécula poliatómica. La figura siguiente muestra las longitudes y ángulos de enlace en
la molécula de agua:
Una propiedad importante del enlace es la polaridad. Consideremos la molécula de
cloruro de hidrógeno, HCl. Dado que el átomo de Cl es más electronegativo que el H,
hay un desplazamiento de los electrones de enlace hacia el átomo de cloro. Como
resultado, hay una pequeña carga negativa sobre el Cl y una pequeña carga positiva
sobre el H. Estas cargas se llaman cargas parciales y se representan escribiendo δ- y δ+
sobre los símbolos atómicos en la formula de Lewis:
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Se dice que el enlace es covalente polar. Si el desplazamiento electrónico fuese total, se
formarían los iones H+ y Cl-, y el enlace sería iónico.
La polaridad de un enlace da lugar a que el enlace se comporte como un dipolo
eléctrico, que está formado por dos cargas iguales y opuestas, q+ y q-, separadas una
distancia d. Se representa por una flecha que apunta hacia la carga negativa (en la
convención moderna, la flecha apunta hacia la carga positiva). El tamaño o intensidad
de un dipolo se mide por su momento dipolar, µ:
µ=qd
Un enlace covalente polar es un dipolo cuyo momento dipolar depende de las cargas
parciales δ y de la longitud de enlace: µ= δ d. La unidad SI es el C m. Como esta es una
unidad muy grande, se utiliza una unidad tradicional más pequeña, el debye (D): una
carga -e y una carga +e separadas 100 pm forman un dipolo cuyo momento dipolar es
4,80 D. 1 D = 3,336 x 10-30 C m. Los momentos dipolares de la mayoría de enlaces son
de 0 a 5 D, aproximadamente. Cuanto mayor es la diferencia de electronegatividades de
los átomos enlazados, mayor es la polaridad del enlace.
El momento dipolar de una molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares
de todos sus enlaces. Por ejemplo, la molécula de dióxido de carbono es apolar (µ= 0)
aunque sus enlaces son polares, debido a que la molécula es lineal, mientras que la
molécula de agua es polar porque es una molécula angular (figura 3-5).
Figura 3-5. (a) La molécula de CO2 es no polar porque sus
dipolos de enlace se anulan mutuamente. (b) La molécula de
agua es polar, ya que la suma vectorial de sus dipolos de
enlace no es nula.
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GEOMETRÍA MOLECULAR
Las propiedades de las sustancias dependen no sólo de su composición química,
sino de la naturaleza de sus enlaces y de la forma de las moléculas. Actualmente se
dispone de técnicas (difracción de rayos X, difracción de electrones, espectroscopía, etc)
que permiten determinar la disposición de los átomos en las moléculas a base de
longitudes de enlace y ángulos de enlace.
¿Qué factores son los que determinan que moléculas como BF3 y NF3 o CO2 y SO2,
con fórmulas análogas, tengan formas distintas? ¿Puede predecirse de alguna manera la
forma de las moléculas? Existe un modelo sencillo para predecir la forma de las
moléculas a partir de las fórmulas de Lewis, dasorrollado hacia mediados del s. XX
(Sidgwick y Powell, 1940; Gillespie y Nyholm, 1963): la teoría de repulsión de los
pares de electrones de la capa de valencia o teoría VSEPR (valence-shell electron-pair
repulsión theory). El postulado fundamental de esta teoría es que las regiones de alta
densidad electrónica de un átomo en una molécula (enlaces y los pares solitarios) se
repelen entre sí, y para minimizar sus repulsiones se separan tanto como sea posible,
manteniendo la distancia desde el átomo central Las disposiciones espaciales más
favorables de n regiones electrónicas (enlaces y pares solitarios sobre el átomo central)
para que las repulsiones sean mínimas se muestran en la figura 3-6).
Figura 3-6.- Posiciones de dos a siete regiones de alta densidad electrónica
(enlaces y pares solitarios) alrededor del átomo central.
(P.W. Atkins y L.L. Jones, “Principios de Química”, Ed. Médica Panamericana, 2012)
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Para aplicar el modelo VSEPR a una molécula AXn, se define el número
estérico, NE, del átomo central A como la suma del número n de átomo X unidos a A
y el número m de pares solitarios E sobre A: NE = n + m. La molécula se representa
como AXnEm. Así, por ejemplo, la molécula de amoniaco, con un par solitario sobre
el nitrógeno, es NH3E y su número estérico es NE = 3 + 1 = 4. En esta molécula, la
geometría electrónica es tetraédrica, pero la forma de la molécula es piramidal
trigonal (figura 3-7).
Figura 3-7.- Distinción entre geometría electrónica (disposición de enlaces y pares
solitarios alrededor del átomo central) y geometría molecular o forma de la molécula
(disposición de los átomos unidos al átomo central).
La figura 3-8 muestra los nombres de las formas de las moléculas.
Figura 3-8.- Nombres de las formas de las moléculas. No se muestran los pares
solitarios, ya que no se incluyen cuando se identifican las formas moleculares.
(P.W. Atkins y L.L. Jones, “Principios de Química”, Ed. Médica Panamericana, 2012)
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Las conclusiones fundamentales de la teoría VSEPR son las siguientes:
1) Las moléculas AXn (sin pares solitarios sobre el átomo central) tienen geometría
regular. Ejemplos: BeCl2 (lineal), BF3 (triangular), CH4 (tetraédrica), PCl5
(bipirámide trigonal) y SF6 (tetraédrica).
2) En las moléculas AXnEm (con m pares solitarios sobre A), las intensidades de las
fuerzas de repulsión disminuyen en el orden
par solitario – par solitario > par solitario – enlace > enlace – enlace
Esto se pone de manifiesto en los ángulos de enlace de las moléculas siguientes:
Tetraédrica
Piramidal trigonal
Angular
3) Como consecuencia del punto anterior, en las moléculas AXnEm con NE = 5
(geometría electrónica bipiramidal trigonal), los pares solitarios se sitúan en
posición ecuatorial, ya que en esta posición tienen menos enlaces o pares
próximos (dos en posición axial, a 90º; los otros dos están a 120º) que si se
sitúan en posición axial (con tres enlaces o pares en posición ecuatorial, a 90º, y
uno a 180º).
4) En las moléculas AXnEm con NE = 6 (geometría electrónica octaédrica), los
pares solitarios se sitúan en cualquier posición si sólo hay uno (las seis
posiciones son equivalentes) y en posiciones opuestas si son dos.
5) Los enlaces dobles ejercen repulsiones mayores que los simples.
Ejemplo:
6) Efecto de la electronegatividad. En una serie de compuestos análogos, al
aumentar la electronegatividad de los átomos B disminuyen las repulsiones de
los pares de enlace, disminuyendo los ángulos de enlace. Por ejemplo, las
moléculas PBr3, PCl3 y PF3, con un par solitario sobre el átomo P, tienen
forma de pirámide trigonal con ángulos de enlace de 101.5º, 100º y 98º,
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respectivamente. Los contrario ocurre al aumentar la electronegatividad del
átomo central A. Así, por ejemplo, en la serie NF3, PF3 y AsF3 los ángulos de
enlace son 102º, 98º y 96º, respectivamente.
Los puntos 1, 2, 3 y 4 determinan la forma de las moléculas; los puntos 2, 5 y 6
afectan a los ángulos de enlace, por distorsión de la geometría regular.
En la tabla 3-2 se resumen las formas de las moléculas, incluyendo la geometría
electrónica, la geometría molecular y algunos ejemplos.
Tabla 3-2.- Sumario sobre geometría molecular
Tipo de
molécula
Geometría
electrónica (*)
AX2
AX2E
Geometría
molecular
Forma
Ejemplos
Lineal
BeCl2, CO2
Angular
NO2-, SO2, O3
AX2E2
Angular
H2O, SF2, OF2
AX2E3
Lineal
XeF2, I3−, IF2-
AX3
AX3E
AX3E2
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Trigonal
plana
BF3, CO32−, SO3,
NO3-
Piramidal
trigonal
NH3, PCl3, H3O+
Forma de T
ClF3, BrF3
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AX4
AX4E
AX4E2
AX5
(*)
Tetraédrica
CH4, SO42−,
ClO4-, XeO4
Balancín
SF4, XeO2F2
IF4+
Cuadrada
plana
XeF4, ICl4-
Bipiramidal
trigonal
PCl5, AsF5
AX5E
Piramidal
cuadrada
ClF5, BrF5,
XeOF4
AX6
Octaédrica
SF6, XeO2F4
Te(OH6, IOF5
AX7
Bipiramidal
pentagonal
IF7
Pares no enlazantes en amarillo.
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