Geometría molecular

Trabajo practico nº3: Geometría molecular (TRePEV)

Ya hemos analizado la estructura de los átomos y sabemos que estos se unen para formar una infinidad de moléculas diferentes. A partir de esto podemos hacernos algunas preguntas:

¿Por qué se unen los átomos?


¿Cuál es la fuerza que los mantiene unidos?


¿Por qué existen moléculas con diferentes formas?

Varias de estas preguntas seguramente encuentran respuestas en sus conocimientos acumulados. El objetivo de este texto es el de ordenar todas esas posibles respuestas y analizar, desde el punto de vista de dos teorías diferentes, de que formas se disponen en el espacio algunas moléculas y a partir de ahí como son algunas de sus propiedades.

Decimos que entre átomos que forman una molécula existe una unión química. Debemos recordar que los electrones de los niveles de energía más externos son los que intervienen directamente en la formación de las uniones químicas.

Estas uniones se producen por la tendencia de los átomos de llegar a un estado más estable o de menor energía que el que poseen en estado aislado (sin combinarse).


A lo largo de la historia varias respuestas se fueron dando a estos interrogantes: En 1812 Jons Berzelius propuso que todas las combinaciones químicas se producían por fuerzas eléctricas (entre cargas opuestas). Si bien tuvo razón, sus ideas fueron muy discutidas en su época, ya que era muy difícil comprender en un esquema electrostático la existencia de N₂ o H_2.

A fines del siglo XIX podían diferenciarse dos tipos de sustancias:


-Aquellas como el NaCl, cuya existencia podía explicarse por la presencia de cargas positivas y negativas que mantienen unidos a los átomos. Estas sustancias fueron llamadas compuestos iónicos.


-Otras como el CH_4,N₂ y H₂  cuyas uniones no podían explicarse con los conocimientos que se tenían en esa época.


En 1916 Gilbert Newton Lewis quien propuso que las uniones de los compuestos no iónicos se producían por que los electrones de dos átomos diferentes se compartían de a pares, entre ambos átomos, de tal manera que, en la medida de lo posible se formen dos octetos estables (llegando cada átomo ocho electrones en el último nivel de energía). De esta manera adquirirían la configuración electrónica del gas noble más cercano en la tabla periódica. Los gases nobles son elementos electroquímicamente más estables ya que poseen 8 electrones en el ultimo nivel, son inertes, es decir que es muy difícil que reaccionen con algún otro elemento.


Es importante saber, que la regla del octeto es una regla práctica aproximada que presenta numerosas excepciones pero que sirve para predecir el comportamiento de muchas sustancias. Esto es bastante cierto en los elementos representativos (Son aquellos cuyo último electrón se aloja en un orbital s ó p), no así para los demás.

Polaridad de las moléculas:


Los enlaces covalentes pueden presentar polaridad. Esto se debe a que los átomos que se han unido poseen una diferencia importante de electronegatividad (Entre 0,4 y 1,7), es decir que los núcleos de los átomos atraen con diferente intensidad los pares de electrones que se comparten, y por lo tanto se genera una distribución desigual de las cargas, habiendo una zona en la molécula con cierta carga negativa (densidad -) y otra zona con cierta carga positiva (densidad +).


Ejemplo:

Las estructuras propuestas por Lewis nos indican solamente como están unidos los átomos en una representación en 2 dimensiones, o sea en un plano, pero no explica la geometría real de las moléculas en 3 dimensiones.

Las diferentes geometrías que adoptan las moléculas se deben a que los átomos unidos entre si se distribuyen de distintas formas. Un ejemplo de esto es el caso de la celulosa y el almidón: dos macromoléculas formadas por cadenas de glucosa. Los seres humanos poseemos la capacidad de digerir el almidón, pero no podemos hacer lo mismo con la celulosa debido a que las cadenas de glucosa se orientan en el espacio de diferente manera, y por lo tanto, la maquinaria digestiva que tenemos no puede romper con dichas cadenas, no pudiendo ser asimilada la molécula y produciéndose luego su eliminación a través de la materia fecal.


Existen métodos experimentales que permiten determinar los ángulos y las longitudes de enlace en una molécula para deducir su geometría. Para explicar estos datos experimentales acerca de la geometría molecular Sidgwick y Powell en 1940 tuvieron en cuenta las interacciones electrostáticas entre los pares de electrones exteriores (de valencia) y propusieron la Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia (TRePEV).


Para explicar esta teoría comencemos analizando moléculas diatómicas como Cl₂ o HF. En estos casos la única posibilidad es una estructura lineal, ya que los centros de los dos átomos que forman la molécula definen una recta, con un ángulo de enlace de 180º. Se dice que es una molécula del tipo AB.       

     A-------B                            (Cl₂)      Cl      Cl                         (HF)       H      F

Pero en las moléculas que están formadas por más de 2 átomos, debemos conocer el ángulo que forman los átomos unidos. Consideremos una molécula del tipo AB₂. En este caso habría dos tipos de posibilidades geométricas:

B----A----B       ángulo de enlace: 180º                     A            ángulo de enlace: menor de 180º

                                                                                 B             B

                                                                                       
Cl  x o  Be o x   Cl                                                                                              ^oo _oO_o ^oo

                                                                                                                           H^{x            x}H

De acuerdo a las ideas de esta teoría, la forma en que se distribuyen los enlaces alrededor de un centro atómico (en moléculas formadas por tres átomos o más) depende del número de pares de electrones libres que rodean al átomo, ya que determinan regiones de alta densidad electrónica a su alrededor. Un par de electrones libres producen zonas de alta densidad electrónica que se ordenan alrededor del átomo central de forma tal que su separación sea máxima, para que la repulsión que ejercen entre sí sea mínima.

Al aplicar estas ideas para explicar o predecir la geometría de las moléculas, es necesario diferenciar los pares de electrones libres (no compartidos) de los pares que están involucrados en el enlace (enlazantes o compartidos).


Entre los electrones que rodean a un átomo central se producen tres tipos de repulsiones diferentes:


-Repulsión par libre - par libre (repulsión de mayor intensidad)


-Repulsión par libre - par enlazante (repulsión de intensidad media)

-Repulsión par enlazante - par enlazante (repulsión de menor intensidad) Resumiendo, las hipótesis de la teoría TRePEV son: 1-El factor más importante que determina la geometría de una molécula es el número de pares de electrones externos de los átomos centrales que están involucrados en las uniones. 2-Los pares de electrones se repelen entre si y se ubican en el espacio, de tal manera que la distancia entre ellos sea la máxima posible, para que la repulsión sea mínima. 3-Los pares de electrones no compartidos ocupan más espacio que los compartidos. 4-Los  pares de electrones compartidos que forman un enlace doble o triple se consideran equivalentes a un par de electrones en un enlace simple.

Ahora, veamos un par de ejemplos que nos muestren como utilizar estas hipótesis analizando la geometría del CO₂  y del SO₂.

CO₂ (fórmula molecular)     O : : C : : O  (fórmula de Lewis)       O=C=O  (fórmula desarrollada)

El átomo central, en este caso es el Carbono, tiene 4 electrones en su último nivel, que se van a compartir con 2 pares de electrones de 2 átomos de oxigeno. Los 2 pares de electrones del carbono se comparten en la molécula. Estos deben ubicarse lo más lejos posible uno del otro, esto se logra si se colocan en los lados opuestos del núcleo del átomo central, formándose una estructura lineal (ángulo de 180º).

SO₂ (fórmula molecular)       O : : S : O (fórmula de Lewis)       O=S =O   (fórmula desarrollada)

En cambio el azufre tiene en su último nivel 6 electrones, que forman 3 pares. Un par forma un enlace covalente doble con un par de electrones de un oxígeno, un segundo par forma un enlace dativo con otro átomo de oxígeno, y el tercer par queda libre (no comparte). Estos tres pares de electrones se dispondrán alrededor del núcleo del Azufre formando un triangulo, el par de electrones no compartido empuja a los otros dos pares que forman enlaces, formándose entre estos dos últimos un ángulo menor de 120º. Por eso la geometría molecular es angular.

          S

O                 O

Ahora nos falta examinar cuando una molécula es polar o no polar.

Una molécula es polar cuando hay una separación de cargas positivas y negativas generándose dentro de la misma molécula dos polos.

Cualquier molécula diatónica que esté formada por átomos diferentes (HF, HCl, etc.) es una molécula polar, con un polo – sobre el átomo mas electronegativo y un polo + sobre el átomo menos electronegativo.

H---------F                                             H--------Cl

Las moléculas diatómicas formadas por átomos iguales (H₂, O₂, N₂,etc) son no polares.
En las moléculas que poseen más de dos átomos se debe primero conocer la geometría de la molécula, para luego decidir si es polar o no polar. Puede ocurrir que los enlaces sean polares, pero por la geometría que presenta la molécula, esta resulte ser no polar.

Actividades:

1-Según lo que interpretaste de la lectura: ¿Cómo responderías las tres preguntas que se plantean en el inicio del texto?

2-¿Qué entiende por  geometría molecular?

3-Representar las estructuras de Lewis de H₂O, NH₃,CH₄, ClO, Cl₂, SiH_4, PH₃ indicar si forman enlaces covalentes polares o no polares justificando la respuesta. Representar las zonas de densidad electrónica (+o-) en el caso de ser moléculas polares y teniendo en cuenta que no en todos los casos en los que se encuentran enlaces covalentes polares se defina a  la molécula formada como polar.