Geometria molecular brown

316 Capítulo 9 Geometría molecular y teorías de enlace
(a)
(b)
(c)
Cl
Cl
C
C
Longitud
de enlace,
1.78Å
109.5
Á Figura 9.1 (a) Un tetraedro es
una figura geométrica con cuatro caras
y cuatro vértices. Cada cara es un
triángulo equilátero. (b) Geometría
de la molécula de CCl4. Cada enlace
C ⎯ Cl de la molécula apunta hacia
el vértice de un tetraedro. Todos esos
enlaces tienen la misma longitud, y
todos los ángulos de enlace Cl ⎯ C ⎯
Cl son iguales. Este tipo de dibujo del
CCl4 se denomina modelo de bolas
y varillas. (c) Una representación del
CCl4, llamada modelo espacial,
muestra las dimensiones relativas de
los átomos, pero la geometría es un
poco menos clara.
C
Cl Cl
Cl
Cl
9.1 Formas moleculares
En el capítulo 8 utilizamos las estructuras de Lewis para explicar las fórmulas de los
compuestos covalentes. • (Sección 8.5) Sin embargo, las estructuras de Lewis no
indican la forma de las moléculas; simplemente muestran el número y los tipos de
enlaces entre los átomos. Por ejemplo, la estructura de Lewis del CCl4 sólo nos dice
que cuatro átomos de Cl están unidos a un átomo de C central:
La estructura de Lewis se dibuja con los átomos en el mismo plano. Sin embargo,
como se aprecia en la figura 9.1 «, el acomodo tridimensional real de los átomos tie-
ne los átomos de Cl en las esquinas de un tetraedro, una figura geométrica con cua-
tro vértices y cuatro caras, cada una de las cuales es un triángulo equilátero.
La forma global de una molécula está determinada por sus ángulos de enlace,
los ángulos formados por las líneas que unen los núcleos de los átomos de la molécu-
la. Los ángulos de enlace de una molécula, junto con las longitudes de los enlaces (Sec-
ción 8.8), definen con exactitud el tamaño y la forma de la molécula. En el CCl4, los
ángulos de enlace se definen viajando a lo largo de un enlace desde un átomo de Cl
al átomo de C central y luego a lo largo de otro enlace a otro átomo de Cl. Los seis
ángulos tienen el mismo valor (109.5º, que es característico de un te-
traedro). Además, los cuatro enlaces tienen la misma longitud (1.78 Å). Así,
el tamaño y la forma del CCl4 se describen por completo diciendo que la molécula
es tetraédrica con enlaces de 1.78 Å de largo.
Al estudiar las formas de las moléculas, comenzaremos con las moléculas (e io-
nes) que, al igual que el CCl4, tienen un solo átomo central unido a dos o más áto-
mos del mismo tipo. Tales moléculas tienen la fórmula general ABn, donde el átomo
central A está unido a n átomos de B. Ya hemos visto gran cantidad de moléculas
ABn: tanto el CO2 como el H2O son ejemplos de moléculas AB2; el SO3 y el NH3 son
moléculas AB3, etcétera.
Las formas que las moléculas ABn pueden adoptar dependen del valor de n. Pa-
ra un valor dado de n, sólo se observan unas pocas formas generales. Las formas co-
munes de las moléculas AB2 y AB3 se presentan en la figura 9.2 ». Así, una molécula
AB2 puede ser lineal (ángulo de enlace 180º) o angular (ángulo de enlace 180º).
Por ejemplo, el CO2 es lineal y el SO2 es angular. En el caso de las moléculas AB3, las
dos formas más comunes tienen los átomos de B en las esquinas de un triángulo
equilátero. Si el átomo A está en el mismo plano que los átomos B, la forma se llama
trigonal plana; si el átomo A está arriba del plano de los átomos B, se tiene forma de
pirámide trigonal (una pirámide cuya base es un triángulo equilátero). Por ejemplo, el
SO3 es trigonal plano y el NF3 es pirámide trigonal. Ciertas moléculas AB3, como
el ClF3, presentan la forma de T, menos común, que se muestra en la figura 9.2.
La forma de una molécula ABn dada, por lo regular se deriva de una de las cin-
co estructuras geométricas básicas que se muestran en la figura 9.3 ». Por ejemplo,
si partimos de un tetraedro, podemos quitar sucesivamente átomos de los vértices co-
mo se muestra en la figura 9.4 ». Si se quita un átomo de un vértice del tetraedro, la
molécula presenta una pirámide trigonal como la del NF3. Si se quitan dos átomos,
el resultado es una geometría angular.
¿Por qué la forma de tantas moléculas ABn está relacionada con las estructuras
básicas de la figura 9.3? Hay alguna manera de predecir esas formas? Si A es un ele-
mento representativo, uno de los del bloque p de la tabla periódica, podemos contes-
tar estas preguntas empleando el modelo de repulsión de los pares electrónicos de
la capa de valencia (RPECV). Aunque el nombre es imponente, el modelo es muy
sencillo y útil para hacer predicciones, como veremos en la Sección 9.2.
C ¬ Cl
C ¬ Cl
Cl ¬ C ¬ Cl
Ejercicios con el CD-ROM
Tetracluoruro de carbono
(Carbon Tetrachloride)
RPECV
(VSEPR)

9.1 Formas moleculares 317
Lineal
C O
O
Angular
S
O O
AB2
En forma de T
F
F
F
Cl
Trigonal
plana
AB3
S
O O
O
Pirámide
trigonal
F
F
F
N
« Figura 9.2 Formas sencillas de
algunas moléculas AB2 y AB3.
Lineal Trigonal plana
Bipirámide trigonal Octaédrica
Tetraédrica
180
120 109.5
90
90
120
90
« Figura 9.3 Cinco geometrías
fundamentales en las que se basa la
forma molecular de las moléculas ABn.
Tetraédrica Pirámide trigonal Angular
« Figura 9.4 Se pueden obtener
más formas moleculares eliminando
átomos de los vértices de las
geometrías básicas mostradas en la
Figura 9.3. Aquí partimos de un
tetraedro y eliminamos vértices
sucesivamente para producir, primero,
una geometría de pirámide trigonal, y
después, una angular, todas con los
ángulos ideales de enlace de 109.5°.
La forma molecular sólo tiene sentido
cuando hay por lo menos tres átomos.
Si sólo hay dos, se deben acomodar
uno junto al otro, y la molécula no se
describe con ningún nombre especial.

9.2 El modelo RPECV
Imagine que ata dos globos idénticos por sus extremos. Como se aprecia en la figu-
ra 9.5(a)¥, los globos se orientan naturalmente de modo que apuntan en direcciones
opuestas; es decir, tratan de “estorbarse mutuamente” lo menos posible. Si agrega-
mos un tercer globo, los globos se orientarán hacia los vértices de un triángulo equi-
látero como en la figura 9.5(b). Si agregamos un cuarto globo, los globos adoptarán
naturalmente una forma tetraédrica [Figura 9.5(c)]. Así, es evidente que hay una geo-
metría óptima para cada número de globos.
En cierto sentido, los electrones de las moléculas se comportan como los globos
de la figura 9.5. Hemos visto que se forma un enlace covalente sencillo entre dos áto-
mos cuando un par de electrones ocupa el espacio entre los átomos. • (Sección
8.3) Así pues, un par enlazante de electrones define una región en la que es más pro-
bable encontrar a los electrones. Llamaremos a semejante región un dominio de elec-
trones. Asimismo, un par no enlazante (o par solitario) de electrones define un
dominio de electrones que está situado principalmente en un átomo. Por ejemplo, la
estructura de Lewis del amoniaco tiene en total cuatro dominios de electrones en
torno al átomo central de nitrógeno (tres pares enlazantes y uno no enlazante):
Cada enlace múltiple de una molécula también constituye un solo dominio de
electrones. Así pues, la estructura de resonancia siguiente para el SO2 tiene tres domi-
nios de electrones en torno al átomo central de azufre (un enlace sencillo, un doble
enlace y un par no enlazante de electrones):
(a) (b) (c)
Á Figura 9.5 Si atamos los globos por sus extremos, adoptarán naturalmente su
acomodo de más baja energía. (a) Dos globos adoptan un acomodo lineal. (b) Tres globos
adoptan un acomodo trigonal plano. (c) Cuatro globos adoptan un acomodo tetraédrico.
N
H
H
H
Par no enlazante
Pares enlazantes
S O
O
En general, entonces, un dominio de electrones consiste en un par no enlazante, un enlace
sencillo o un enlace múltiple.

9.2 El modelo RPECV 319
Dado que los dominios de electrones tienen carga negativa, se repelen entre sí;
por tanto, al igual que los globos de la figura 9.5, tratarán de acomodarse lo más ale-
jados posible entre sí. El mejor acomodo de un número dado de dominios de electrones es
el que minimiza las repulsiones entre ellos. Esta sencilla idea es la base del modelo RPECV.
De hecho, la analogía entre los dominios de electrones y los globos es tan exacta que
se observan las mismas geometrías preferidas en ambos casos. Así, como los globos
de la figura 9.5, dos dominios de electrones se acomodan linealmente, tres dominios
se acomodan en forma trigonal plana, y cuatro se disponen tetraédricamente. Estas dis-
posiciones, junto con las de cinco dominios de electrones (bipirámide trigonal) y seis
dominios de electrones (octaédrica) se resumen en la tabla 9.1 ¥. Si comparamos las
2 Lineal 180
180
3 Trigonal
plana
120
120
90
90
90
120
4 Tetraédrica 109.5
109.5
5 Bipirámide
trigonal
120
90
6 Octaédrica 90
Número de
dominios
electrónicos
Acomodo de
dominios electrónicos
Geometría de
dominios electrónicos
Ángulos de
enlace predichos
TABLA 9.1 Geometrías de dominios electrónicos en función del número
de dominios de electrones
RPECV—Configuraciones
moleculares básicas
(VSEPR—Basic Molecular
Configurations)

N
H
H
H
N
H
Estructura de Lewis Geometría de dominios de
electrones (tetraédrica)
Geometría molecular
(pirámide trigonal)
H
N
H
H
H
H
NH3
Á Figura 9.6 Podemos predecir la geometría molecular del NH3 si primero dibujamos la
estructura de Lewis, luego utilizamos el modelo RPECV para determinar la geometría de los
dominios de electrones y, por último, nos concentramos en los átomos mismos para
describir la geometría molecular.
C
O O
geometrías de la tabla 9.1 con las de la figura 9.3, veremos que son las mismas. La for-
ma de diferentes moléculas o iones ABn depende del número de dominio de electrones que ro-
dea al átomo central A.
La molécula de NH3 tiene cuatro dominios de electrones alrededor del átomo de
N. Las repulsiones entre los cuatro dominios electrónicos se reducen al mínimo cuan-
do los dominios apuntan hacia los vértices de un tetraedro (Tabla 9.1). Sin embargo,
uno de esos dominios se debe a un par no enlazante de electrones. La forma molecu-
lar describe la disposición de los átomos, no la de los dominios de electrones. Por tanto, la
estructura molecular del NH3 es pirámide trigonal, como se aprecia en la figura
9.6 Á. No obstante, es el acomodo tetraédrico de los cuatro dominios de electrones
lo que nos lleva a predecir la geometría molecular bipirámide trigonal.
La disposición de los dominios de electrones en torno al átomo central de una
molécula o ion ABn es su geometría de dominios de electrones. La geometría mo-
lecular es la disposición de los átomos en el espacio. En el modelo RPECV, predeci-
mos la geometría molecular de una molécula o ion a partir de su geometría de
dominios de electrones.
Para predecir la forma de las moléculas con el modelo RPECV, seguimos estos
pasos:
1. Dibujar la estructura de Lewis de la molécula o ion y contar el número total de do-
minios de electrones que rodean al átomo central. Cada par no enlazante de elec-
trones, cada enlace sencillo, cada doble enlace y cada triple enlace cuenta como
un dominio de electrones.
2. Determinar la geometría de dominios de electrones acomodando el número total de
dominios de modo tal que las repulsiones entre ellos sean mínimas, como se
muestra en la tabla 9.1.
3. Con base en el acomodo de los átomos enlazados, determinar la geometría mo-
lecular.
La figura 9.6 muestra cómo se aplican estos pasos para predecir la geometría de la
molécula de NH3. Puesto que la estructura trigonal piramidal se basa en un tetrae-
dro, los ángulos de enlace ideales son de 109.5°. Como veremos en breve, los ángulos
de enlace se desvían respecto a los ángulos ideales cuando los átomos y dominios de
electrones circundantes no son idénticos.
Apliquemos estos pasos para determinar la forma de la molécula de CO2. Prime-
ro, dibujamos su estructura de Lewis, que revela dos dominios de electrones (dos
dobles enlaces) en torno al carbono central:
Dos dominios electrones se acomodan para dar una geometría lineal de dominios
de electrones (Tabla 9.1). Dado que ninguno de los dominios es un par no enlazante de
electrones, la geometría molecular también es lineal y el ángulo de enlace O—C—O
es de 180°.

Total de
dominios de
electrones
Geometría de
dominios de
electrones
Dominios
enlazantes
2
3
2
3
2
4
0
0
1
1
2
0
Dominios no
enlazantes
Geometría
molecular Ejemplo
Lineal
2
3
4
Trigonal plana
Tetraédrica
F
H
F
F
O
O
B
O O
C
N
C
H
H H
N
H
H H
O
H
H
Lineal
Trigonal plana
Angular
Tetraédrica
Pirámide
trigonal
Angular
B B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
A
A
B
B
A
A
A
A
TABLA 9.2 Geometrías de dominios de electrones y formas moleculares para moléculas con dos, tres y cuatro
dominios de electrones alrededor del átomo central

En la tabla 9.2 ¥ se resumen las posibles geometrías moleculares cuando una mo-
lécula ABn tiene cuatro o menos dominios de electrones en torno a A. Estas geome-
trías son importantes porque incluyen todas las formas que se observan comúnmente
en las moléculas o iones que obedecen la regla del octeto.

O O
O O O
O
O
O O
O O
O

Cl
Cl
Cl Sn
Sn
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Sn
EJERCICIO TIPO 9.1
Utilice el modelo RPECV para predecir la geometría molecular de: (a) O3; (b) SnCl3

.
Solución
Análisis: Nos dan las fórmulas moleculares de una molécula y un ion poliatómico, los dos con
fórmula general ABn y con un átomo central del bloque p de la tabla periódica.
Estrategia: Para predecir las geometrías moleculares de estas especies, primero dibujamos sus
estructuras de Lewis y luego contamos el número de dominios de electrones alrededor del áto-
mo central. El número de dominios de electrones da la geometría. Luego obtenemos la geome-
tría molecular a partir del acomodo de los dominios de enlace.
Resolución: (a) Podemos dibujar dos estructuras de resonancia para el O3:
Acausa de la resonancia, los enlaces entre el átomo de O central y los átomos de O externos tie-
nen la misma longitud. En las dos estructuras de resonancia, el átomo central de O está unido
a dos átomos de O exteriores y tiene un par no enlazante. Por tanto, hay tres dominios de elec-
trones en torno al átomo central de O. (Recordemos que un doble enlace cuenta como un solo
dominio de electrones.) Con tres dominios de electrones, el acomodo es trigonal plano (Tabla 9.1).
Dos de los dominios son enlazantes y uno es no enlazante, así que la molécula tiene forma an-
gular con un ángulo de enlace ideal de 120°:
Luego, cuando una molécula presenta resonancia, podemos usar cualquiera de las estructuras
de resonancia para predecir la geometría.
(b) La estructura de Lewis del ion SnCl3

es:
El átomo de Sn central está unido a tres átomos de Cl y tiene un par de electrones no enlazan-
te. Por tanto, el átomo de Sn está rodeado por cuatro dominios de electrones y la geometría de
dominios de electrones resultante es tetraédrica (Tabla 9.1) con uno de los vértices ocupado por
un par de electrones no enlazante. Por tanto, la geometría molecular corresponde a una pirámi-
de trigonal:
EJERCICIO DE APLICACIÓN
Prediga la geometría de dominios de electrones y la geometría molecular de (a) SeCl2;
(b) CO3
2
.
Respuestas: (a) tetraédrica, angular; (b) trigonal plana, trigonal plana

Núcleos
Núcleo
Par enlazante de electrones
Par no enlazante
Á Figura 9.7 “Tamaños” relativos
de los pares de electrones enlazantes y
no enlazantes.
H
H
109.5
H
H
C
107 104.5
H
H
H
N
H
H
O
C O
Cl
Cl
Efecto de los electrones no enlazantes y de los enlaces
múltiples sobre los ángulos de enlace
Podemos aplicar el modelo RPECV para predecir y explicar pequeñas distorsiones
de las moléculas respecto a las geometrías ideales que se resumen en la tabla 9.2. Por
ejemplo, consideremos el metano, CH4, el amoniaco, NH3, y el agua, H2O. Los tres
tienen geometrías tetraédricas de dominios de electrones, pero sus ángulos de enla-
ce muestran pequeñas diferencias:
Observe que los ángulos de enlace disminuyen conforme aumenta el número de pa-
res de electrones no enlazantes. Los pares enlazantes son atraídos por los dos nú-
cleos de los átomos enlazados. En contraste, los pares no enlazantes son atraídos
primordialmente por un solo núcleo. Dado que los pares no enlazantes experimen-
tan menor atracción nuclear, su dominio de electrones se extiende más en el espacio
que el de un par enlazante, como se muestra en la figura 9.7 ». El resultado es que
los dominios de pares de electrones no enlazantes ejercen fuerzas de repulsión más intensas
sobre los dominios de electrones adyacentes y por ello tienden a comprimir los ángulos de en-
lace. Si recurrimos a la analogía de la figura 9.5, podemos imaginar que los dominios
de los pares de electrones no enlazantes están representados por globos un poco más
grandes y “gordos” que los de los pares enlazantes.
Puesto que los enlaces múltiples contienen una densidad de carga electrónica
más alta que los enlaces sencillos, también representan dominios de electrones más
grandes (“globos más gordos”). Consideremos la estructura del fosgeno, Cl2CO:
Puesto que el átomo central de carbono está rodeado por tres dominios de electro-
nes, podríamos esperar una geometría trigonal plana con ángulos de enlace de 120º.
Sin embargo, el doble enlace actúa de forma parecida a un par de electrones no en-
lazante, y reduce el ángulo de enlace Cl⎯C⎯Cl de 120º a 111º, como se muestra:
C
Cl
Cl
O
124.3
124.3
111.4

En general, los dominios de electrones de los enlaces múltiples ejercen una fuerza de repul-
sión sobre los pares de electrones adyacentes mayor que la ejercida por los enlaces sencillos.
Moléculas con capas de valencia expandidas
Hasta aquí, nuestro análisis del modelo RPECV se ha limitado a moléculas que no
tienen más de un octeto de electrones en torno al átomo central. Recordemos, empe-
ro, que si el átomo central de una molécula es del tercer periodo de la tabla periódi-
ca, o de uno posterior, puede tener más de cuatro pares de electrones a su alrededor.
• (Sección 8.7) Las moléculas con cinco o seis dominios de electrones alrededor del
átomo central presentan diversas geometrías moleculares basadas en la bipirámide

B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
B
A
A
A
A
A
A
A
Balancín
Forma de T
Lineal
Octaédrica
Pirámide cuadrada
Cuadrada plana
Bipirámide
trigonal
Bipirámide
trigonal
5
5
4
3
2
6
6
5
4
0 PCl5
1
2
3
0
1
2
SF4
CIF3
XeF2
SF6
BrF5
XeF4
Octaédrica
TABLA 9.3 Geometrías de dominios de electrones y formas moleculares para moléculas con cinco y seis
dominios de electrones alrededor del átomo central
Total de
dominios de
electrones
Geometría de
dominios de
electrones
Dominios
enlazantes
Dominios no
enlazantes
Geometría
molecular Ejemplo

Enlace axial
Enlace
ecuatorial
« Figura 9.8 Disposición bipirámide
trigonal de cinco dominios de electrones
alrededor de un átomo central. Los
tres dominios de electrones ecuatoriales
definen un triángulo equilátero. Los dos
dominios axiales están arriba y abajo del
plano del triángulo. Si una molécula
tiene dominios no enlazantes de
electrones, ocuparán posiciones
ecuatoriales.
« Figura 9.9 Un octaedro es un
objeto con ocho caras y seis vértices.
Cada cara es un triángulo equilátero.
trigonal (cinco dominios de electrones) o el octaedro (seis dominios de electrones), co-
mo se muestra en la Tabla 9.3 «.
La geometría de dominios de electrones más estable para cinco dominios de
electrones es la bipirámide trigonal (dos pirámides trigonales que comparten la ba-
se). A diferencia de las geometrías de dominios de electrones que hemos visto hasta
ahora, los dominios de electrones de una bipirámide trigonal pueden apuntar a dos
tipos geométricamente distintos de posiciones. Dos posiciones se llaman posiciones
axiales, y las otras tres se denominan posiciones ecuatoriales (Figura 9.8 Á). Cuando
apunta hacia una posición axial, un dominio electrónico está situado a 90º de las tres
posiciones ecuatoriales. En una posición ecuatorial, un dominio electrónico está si-
tuado a 120º de las otras dos posiciones ecuatoriales y a 90º de las dos posiciones
axiales.
Supongamos que una molécula tiene cinco dominios de electrones, uno o más
de los cuales tienen su origen en un par no enlazante. ¿Los dominios electrónicos de
los pares no enlazantes ocuparán posiciones axiales o ecuatoriales? Para contestar es-
ta pregunta, debemos determinar cuál ubicación reduce al mínimo las repulsiones en-
tre los dominios de electrones. Las repulsiones entre dominios son mucho mayores
cuando los dominios están situados a 90º unos de otros, que cuando se sitúan a 120º.
Un dominio ecuatorial está a 90° de sólo otros dos dominios (los dos dominios axia-
les). En contraste, un dominio axial está situado a 90° de otros tres dominios (los tres
dominios ecuatoriales). Por tanto, un dominio ecuatorial experimenta menos repul-
sión que un dominio axial. Dado que los dominios de pares no enlazantes ejercen re-
pulsiones mayores que los de pares enlazantes, siempre ocupan las posiciones
ecuatoriales en una bipirámide trigonal.
La geometría de dominios de electrones más estable para seis dominios de elec-
trones es el octaedro. Como se muestra en la figura 9.9 ¥, un octaedro es un poliedro
con seis vértices y ocho caras, cada una de las cuales es un triángulo equilátero. Si un
átomo tiene seis dominios de electrones a su alrededor, podemos imaginarlo en el
centro del octaedro, con los dominios apuntando hacia los seis vértices. Todos los án-
gulos de enlace en un octaedro son de 90º, y los seis vértices son equivalentes. Por
tanto, si un átomo tiene cinco dominios electrónicos enlazantes y uno no enlazante,
podemos apuntar el dominio no enlazante a cualquiera de los seis vértices del octae-
dro. El resultado siempre es una geometría molecular piramidal cuadrada. Sin embar-
go, si hay dos dominios electrónicos no enlazantes, sus repulsiones serán mínimas si
los apuntamos a lados opuestos del octaedro para producir una geometría molecular
cuadrada plana, como se muestra en la tabla 9.3.

Forma de moléculas más grandes
Aunque las moléculas y iones cuyas estructuras hemos considerado hasta ahora con-
tienen un solo átomo central, el modelo RPECV se puede extender fácilmente a mo-
EJERCICIO TIPO 9.2
Utilice el modelo RPECV para predecir la geometría molecular de (a) SF4; (b) IF5.
Solución
Análisis y plan: Las moléculas son del tipo ABn con un átomo central del bloque p de la tabla periódica. Por tanto, podemos predecir sus es-
tructuras a partir de sus estructuras de Lewis y el modelo RPECV.
Resolución: (a) La estructura de Lewis
para el SF4 es
F
S
F
F F
El azufre tiene cinco dominios de elec-
trones a su alrededor: cuatro de los en-
laces y uno del par no enlazante.
Cada dominio apunta hacia un vértice
de una bipirámide trigonal. El dominio
del par no enlazante apuntará hacia una
posición ecuatorial. Los cuatro enlaces
apuntan hacia las cuatro posiciones res-
tantes para dar una geometría molecu-
lar que se describe como con forma de
balancín:
Comentario: Arriba a la derecha se muestra la estructura que se observa experimentalmente, y podemos inferir que el dominio no enlazan-
te de electrones reside en una posición ecuatorial, como se predijo. Los enlaces axiales y ecuatoriales están flexionados un poco aleján-
dose del dominio no enlazante, lo que sugiere que los dominios enlazantes son “empujados” por el dominio no enlazante, que es más grande
y produce una mayor repulsión.
(b) La estructura de Lewis del IF5 es:
(Hay tres pares solitarios en cada uno
de los átomos de F, que no se muestran
en la figura.)
El yodo tiene seis dominios de electro-
nes a su alrededor, y uno de ellos corres-
ponde a un par no enlazante. Por tanto,
la geometría de dominios de electrones
es octaédrica, con una posición ocupada
por el par no enlazante de electrones.
La geometría molecular resultante es,
entonces piramidal cuadrada (Tabla 9.3):
Comentario: Dado que el dominio del par no enlazante es más grande que los demás dominios, los cuatro átomos de F en la base de la pirá-
mide están inclinados un poco hacia el átomo de F de arriba. Experimentalmente, se observa que el ángulo entre la base y el átomo superior
de F es de 82°, menor que el ángulo ideal de 90° del octaedro.
Prediga las geometrías de dominios de electrones y moleculares de (a) ClF3; (b) ICl4

.
Respuestas: (a) trigonal bipiramidal, en forma de T; (b) octaédrica, plana cuadrada.
S¬F
S¬F
I
F F
F
F
F
F
F
F
F
F
I
F
F
I
F
F
F
S
F
F
F
F
S
F
F
F
F
S
F
F
F
186 116
F

H
C
C
C
C
H
H
H
O
O
O
O
H
H
H
H
Á Figura 9.10 Representaciones de
bolas y varillas (arriba) y de espacial
(abajo) del ácido acético, HC2H3O2.
C
H
H
H C
O
O H
C
H
4
Número de dominios de electrones
Geometría de dominios
de electrones
3 4
Ángulos de enlace predichos 120
109.5 109.5
Tetraédrica Trigonal
plana
Tetraédrica
H
H C
O
O H
El C de la izquierda tiene cuatro dominios de electrones (todos de pares enlazantes), así
que la geometría alrededor de ese átomo es tetraédrica. El C central tiene tres dominios
de electrones (contando el doble enlace como un dominio), así que la geometría alrede-
dor de ese átomo es trigonal plana. El átomo de O tiene cuatro dominios de electrones
(dos de pares enlazantes y dos de pares no enlazantes), así que su geometría de domi-
nios de electrones es tetraédrica y la geometría molecular alrededor del O es angular.
Cabe esperar que los ángulos de enlace en torno al átomo central de C y en torno al áto-
mo de O se desvíen un poco respecto a los valores ideales de 120° y 109.5°, debido a las
exigencias espaciales de los enlaces múltiples y de los pares no enlazantes de electrones.
La estructura de la molécula de ácido acético se muestra en la figura 9.10 ».
EJERCICIO TIPO 9.3
Las gotas para humectar los ojos suelen contener un polímero soluble en agua llamado alcohol
polivinílico, derivado de la molécula orgánica estable llamada alcohol vinílico:
Prediga los valores aproximados de los ángulos de enlace y en el al-
cohol vinílico.
Solución
Análisis y estrategia: Para predecir un ángulo de enlace dado, consideramos el ángulo del áto-
mo intermedio y determinamos el número de dominios de electrones que lo rodean. El ángulo
ideal corresponde a la geometría de dominios de electrones en torno al átomo. Los electrones
no enlazantes y los enlaces múltiples comprimen un poco el ángulo.
Resolución: En el caso del ángulo de enlace , hay cuatro dominios de electrones en
torno al átomo de O (dos enlazantes y dos no enlazantes). Por tanto, la geometría de dominios
de electrones en torno a ese átomo es tetraédrica, lo que da un ángulo ideal de 109.5°. El ángu-
lo se comprimirá un poco por causa de los pares no enlazantes, así que cabe espe-
rar que el ángulo sea un poco menor que 109.5°.
Para predecir el ángulo de enlace , debemos examinar el átomo de C de la iz-
quierda, que es el átomo central de este ángulo. Hay tres átomos unidos a este átomo de C, el
cual no tiene pares no enlazantes; por tanto, ese átomo está rodeado por tres dominios de elec-
trones. La geometría de dominios de electrones predicha es trigonal plana, con un ángulo ideal de
enlace de 120°. Debido al mayor tamaño del dominio , el ángulo de enlace
deberá ser un poco mayor que 120°.
O¬C¬C
C“C
O¬C¬C
H¬O¬C
H¬O¬ C
O¬C¬C
H¬O¬C
léculas más complejas. Consideremos la molécula del ácido acético, cuya estructura
de Lewis es
C
H
C
H
H O H
El ácido acético tiene tres átomos interiores: el átomo de C de la izquierda, el átomo
central de C y el átomo de O de la derecha. Con la ayuda del modelo RPECV, pode-
mos predecir la geometría alrededor de cada uno de estos átomos individualmente:

(a)
(b)
Momento dipolo global 0
Dipolos de enlace
O
O C
Á Figura 9.11 (a) El momento dipolo
global de una molécula es la suma de
sus dipolos de enlace. En el CO2, los
dipolos de enlace tienen la misma
magnitud pero son diametralmente
opuestos. Por tanto, el momento dipolo
global es cero y la molécula es no polar.
(b) El modelo de densidad electrónica
revela que las regiones de mayor
densidad electrónica (rojo) están en los
extremos de la molécula, mientras que
la región de menor densidad electrónica
(azul) está en el centro.
Prediga los ángulos de enlace y en la molécula siguiente, llamada
propino:
C¬C¬C
H¬C¬H
Polaridad molecular
(Molecular Polarity)
C
H
H
C
H C H
Respuestas: 109.5°, 180°
9.3 Forma y polaridad de las moléculas
Ya tenemos una mejor idea acerca de las formas que adoptan las moléculas y por qué
lo hacen. Dedicaremos el resto del capítulo a examinar más a fondo cómo se compar-
ten los electrones para formar los enlaces entre los átomos de las moléculas. Comen-
zaremos por repasar un tema que vimos en la Sección 8.4: la polaridad de los enlaces y
los momentos dipolares. Recordemos que la polaridad de un enlace es una medida de
qué tan equitativamente se comparten los electrones de un enlace entre los dos áto-
mos que se unen: a medida que aumenta la diferencia de electronegatividad entre los
dos átomos, aumenta también la polaridad del enlace. • (Sección 8.4) Ya vimos que
el momento dipolar de una molécula diatómica es una medida cuantitativa de la se-
paración de las cargas en la molécula. Dicha separación tiene un efecto importante so-
bre las características físicas y químicas. En el capítulo 11 veremos, por ejemplo, cómo
la polaridad molecular afecta los puntos de ebullición, los puntos de fusión y otras pro-
piedades físicas.
En el caso de una molécula con más de dos átomos, el momento dipolar depende tan-
to de las polaridades de los enlaces individuales como de la geometría de la molécula. Para ca-
da enlace polar de la molécula, podemos considerar el dipolo de enlace; es decir, el
momento dipolar debido únicamente a los dos átomos de ese enlace. Por ejemplo,
consideremos la molécula de CO2. Como se aprecia en la figura 9.11 «, cada enlace
es polar y, dado que los enlaces son idénticos, los momentos dipolares
tienen la misma magnitud. Además, el modelo de densidad electrónica muestra que
las regiones con alta densidad electrónica (rojo) están en los extremos de la molécu-
la, en los átomos de oxígeno, en tanto se aprecia la baja densidad de electrones (azul)
en el centro, en el átomo de carbono.
Los dipolos de enlace y los momentos dipolares son cantidades vectoriales; es
decir, tienen tanto magnitud como dirección. El momento dipolar global de una
molécula poliatómica es la suma de sus dipolos de enlace. En esta suma de vecto-
res debemos considerar tanto las magnitudes como las direcciones de los dipolos
de enlace. Los dos dipolos de enlace del CO2, si bien tienen la misma magnitud, tie-
nen direcciones exactamente opuestas. Sumarlos equivale a sumar dos números
con la misma magnitud pero signo opuesto, como 100 (100): los dipolos de en-
lace, al igual que los números, “se cancelan”. Por tanto, el momento dipolar global
del CO2 es cero, aunque los enlaces individuales sean polares. Así, la geometría de
la molécula hace que el momento dipolar global sea cero, y CO2 sea una molécula
no polar.
Consideremos ahora el H2O, que es una molécula angular con dos enlaces po-
lares (Figura 9.12 »). Una vez más, ambos enlaces son idénticos, así que los dipolos
de enlace tienen la misma magnitud. Sin embargo, al estar en ángulo la molécula, los
dipolos de enlace no se oponen directamente y por tanto no se cancelan. Así, la mo-
lécula de agua tiene un momento dipolar global (m 1.85 D). Dado que H2O tiene
un momento dipolar distinto de cero, es una molécula polar. El átomo de oxígeno
tiene una carga parcial negativa, y cada uno de los átomos de hidrógeno tiene una
carga parcial positiva, como se aprecia en el modelo de densidad electrónica de la fi-
gura 9.12(b).
C“O
C“O

9.3 Forma y polaridad de las moléculas 329
(b)
(a)
Momento
dipolo
global
Dipolos de enlace
O
H H
H Cl Cl
Cl Cl
Cl
Cl
C
C
B
F
F
F
N
H
H H
H
H H
No polar Polar
Polar
Polar
No polar
« Figura 9.13 Ejemplos de
moléculas con enlaces polares. Dos de
estas moléculas tienen momento dipolo
cero porque sus dipolos de enlace se
cancelan mutuamente.
En la figura 9.13 ¥ se muestran ejemplos de moléculas polares y no polares, to-
das ellas con enlaces polares. Las moléculas en las que el átomo central está rodea-
do simétricamente por átomos idénticos (BF3 y CCl4) son no polares. En las moléculas
ABn, en las que todos los átomos B son iguales, ciertas geometrías simétricas ⎯li-
neal (AB2), plana trigonal (AB3), tetraédrica y plana cuadrada (AB4), bipirámide tri-
gonal (AB5) y octaédrica (AB6)⎯ deben dar lugar a moléculas no polares a pesar de
que los enlaces individuales puedan ser polares.
EJERCICIO TIPO 9.4
Prediga si las moléculas siguientes son polares o no polares: (a) BrCl; (b) SO2; (c) SF6.
Solución
Análisis: Nos dan las fórmulas moleculares de varias sustancias y nos piden predecir si las moléculas son polares o no.
Estrategia: Si la molécula sólo contiene dos átomos, será polar si los átomos tienen distinta electronegatividad. Si contiene tres o más átomos,
su polaridad dependerá tanto de su geometría molecular como de la polaridad de sus enlaces. Por tanto, es preciso dibujar una estructura de
Lewis para cada molécula con tres o más átomos y determinar su geometría molecular. Luego usamos las electronegatividades relativas de los
átomos de cada enlace para determinar la dirección de los dipolos de enlace. Por último, vemos si los dipolos de enlace se cancelan mutua-
mente para dar una molécula no polar o se refuerzan para dar una molécula polar.
Resolución (a) El cloro es más electro-
negativo que el bromo. Todas las mo-
léculas diatómicas con enlaces polares
son polares. En consecuencia, el BrCl es
polar y el cloro atrae la carga parcial ne-
gativa: Br Cl
« Figura 9.12 (a) En el H2O, los
dipolos de enlace también tienen la
misma magnitud, pero no se oponen
exactamente. La molécula tiene un
momento dipolo global distinto de cero,
así que es polar. (b) El modelo de
densidad electrónica revela que un
extremo de la molécula tiene mayor
densidad electrónica (el extremo del
oxígeno) mientras que el otro extremo
(los hidrógenos) tiene menor densidad
electrónica.

El momento dipolar de la molécula de-
terminado experimentalmente es
(b) Dado que el oxígeno es más electro-
negativo que el azufre, el SO2 tiene en-
laces polares. Se pueden escribir varias
formas de resonancia para el SO2:
Para cada una de ellas, el modelo
RPECV predice una geometría angular.
Puesto que la molécula está en ángulo,
los dipolos de enlace no se cancelan y
la molécula es polar:
El momento dipolar de SO2 determina-
do experimentalmente es
(c) El flúor es más electronegativo que el
azufre; por tanto, los dipolos de enlace
apuntan hacia el flúor. Los seis enlaces
están dispuestos en forma octaé-
drica alrededor del azufre central:
Dado que la geometría octaédrica es si-
métrica, los dipolos de enlace se cance-
lan y la molécula es no polar:
Determine si las moléculas siguientes son polares o no polares: (a) NF3; (b) BCl3.
Respuestas: (a) polar, porque los enlaces polares están dispuestos en una geometría de pirámide trigonal; (b) no polar, porque los enlaces po-
lares están dispuestos en una geometría trigonal plana.
S¬F
9.4 Enlaces covalentes y traslape de orbitales
El modelo RPECV es una forma sencilla de predecir la forma de las moléculas, pero
no explica por qué existen enlaces entre los átomos. Al desarrollar teorías sobre los
enlaces covalentes, los químicos han abordado el problema desde otra dirección, la
de la mecánica cuántica. ¿Cómo podemos explicar los enlaces y las geometrías de las
moléculas en términos de orbitales atómicos? La combinación del concepto de Lewis
de enlaces por pares de electrones, con la idea de los orbitales atómicos, da origen a
un modelo del enlace químico llamado teoría del enlace de valencia. Si extendemos
este enfoque para incluir las formas en que los orbitales atómicos pueden mezclarse,
obtenemos una imagen que concuerda muy bien con el modelo RPECV.
En la teoría de Lewis, se forman enlaces covalentes cuando los átomos compar-
ten electrones. Ello concentra la densidad electrónica entre los núcleos. En la teoría
del enlace de valencia, imaginamos que la acumulación de densidad electrónica en-
tre dos núcleos ocurre cuando un orbital atómico de valencia de un átomo se fusio-
na con uno de otro átomo. Se dice entonces que los orbitales comparten una región
del espacio, o que se traslapan. El traslape de orbitales permite a dos electrones con
espín opuesto compartir el espacio común entre los núcleos y formar así un enlace
covalente.
En la figura 9.14(a)» se representa el acercamiento de dos átomos de H para
formar H2. Cada átomo tiene un solo electrón en el orbital 1s. Al traslaparse los or-
bitales, la densidad electrónica se concentra entre los núcleos. Dado que los electro-
nes de la región de traslape son atraídos simultáneamente por ambos núcleos, man-
tienen unidos a los átomos y se forma un enlace covalente.
La idea de que el traslape de orbitales produce un enlace covalente es igualmen-
te válida para otras moléculas. En el HCl, por ejemplo, el cloro tiene la configuración
electrónica [Ne]3s2
3p5
. Todos los orbitales de valencia del cloro están llenos con ex-
cepción de un orbital 3p, que contiene un solo electrón. Este electrón se aparea con el
electrón único del H para formar un enlace covalente. En la figura 9.14(b) se muestra
el traslape del orbital 3p del Cl con el orbital 1s del H. De la misma manera, podemos
m = 0
F
F
F
F
F
F
S
S
O O S
O O S
O O
m = 0.57 D
O O
S
m = 1.63 D

9.5 Orbitales híbridos 331
Los átomos se aproximan
Región de traslape
H
H
H Cl Cl Cl
Región de traslape
1s
(a) (b) (c)
3p 3p 3p
Á Figura 9.14 Traslape de orbitales para formar enlaces covalentes. (a) El enlace del H2 es el
resultado del traslape de dos orbitales 1s de dos átomos de H. (b) El enlace del HCl se debe al
traslape de un orbital 1s del H y uno de los lóbulos de un orbital 3p del Cl. (c) El enlace del Cl2
es el resultado del traslape de dos orbitales 3p de dos átomos de Cl.
Energía
(kJ/mol)
Distancia H H
0.74Å
0
436
« Figura 9.15 Cambio de energía
potencial durante la formación de
la molécula de H2. El mínimo de la
energía, a 0.74 Å, representa la
longitud del enlace. La energía en ese
punto, 436 kJ/mol, corresponde al
cambio de energía para la formación
del enlace .
H¬ H
explicar el enlace covalente de la molécula de Cl2 en términos del traslape del orbital
3p de un átomo con el orbital 3p de otro, como se muestra en la figura 9.14(c).
Siempre hay una distancia óptima entre los dos núcleos enlazados en cualquier
enlace covalente. En la figura 9.15 Á se muestra cómo cambia la energía potencial
del sistema a medida que dos átomos de H se unen para formar una molécula de H2.
Conforme disminuye la distancia entre los átomos, aumenta el traslape entre sus or-
bitales 1s. A causa del consecuente aumento en la densidad electrónica entre los
núcleos, la energía potencial del sistema disminuye; es decir, la fuerza del enlace
aumenta, como indica la disminución de la energía en la curva. Sin embargo, la cur-
va también muestra que, si los átomos se acercan mucho, la energía aumenta rápida-
mente. Este rápido aumento se debe principalmente a la repulsión electrostática de
los núcleos, que se vuelve importante a distancias internucleares cortas. La distancia
internuclear en el mínimo de la curva de energía potencial corresponde a la longitud
de enlace experimentalmente. Así, la longitud de enlace es la distancia a la que las
fuerzas de atracción entre cargas distintas (electrones y núcleos) se equilibran con
las fuerzas de repulsión entre cargas iguales (electrón-electrón y núcleo-núcleo).
9.5 Orbitales híbridos
Aunque el concepto de traslape de orbitales nos ayuda a entender la formación de
enlaces covalentes, no siempre es fácil extender estas ideas a las moléculas poliató-
micas. Al aplicar la teoría del enlace de valencia a las moléculas poliatómicas, tene-
mos que explicar tanto la formación de los enlaces de pares de electrones como las
geometrías observadas de las moléculas.

Geometria molecular brown

Recomendados

Recomendados

Más contenido relacionado

La actualidad más candente

La actualidad más candente (20)

Similar a Geometria molecular brown

Similar a Geometria molecular brown (20)

Último

Último (20)

Geometria molecular brown