Unidad I. ESTRUCTURA Y PROPIEDADES DE LAS MOLÉCULAS

UNIVERSIDAD NACIONAL EXPERIMENTAL
FRANCISCO DE MIRANDA
ÁREA DE TECNOLOGÍA
PROGRAMA INGENIERÍA QUÍMICA
UNIDAD CURRICULAR: QUÍMICA ORGÁNICA I
UNIDAD I
ESTRUCTURA Y PROPIEDADES DE LAS MOLÉCULAS
Ingº Esp. Beatriz M. Colmenares Z.
PUNTO FIJO; MAYO DEL 2003

UNIDAD I
OBJETIVO TERMINAL
Establecer la estructura y propiedades de diferentes moléculas tomando como base
el tipo de enlace, teoría de hibridación de orbitales y tipos de fuerza que actúan
sobre ellas.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS
• Describir cualitativamente la formación de enlaces iónicos y covalentes, dadas
las fórmulas de las moléculas.
• Representar las estructuras para cada molécula que se analice, a partir de
las fórmulas puntuales de Lewis.
• Establecer la geometría electrónica y molecular para moléculas orgánicas
dadas, de acuerdo con el tipo de hibridación que presenta, ángulos de enlace
y pares de electrones enlazantes y no - enlazantes.
• Estimar la existencia de momento dipolar neto en moléculas o iones
poliatómicos, representando la polaridad relativa de sus enlaces (mediante
vectores) en función de la electronegatividad y su geometría molecular.
• Deducir las propiedades físicas de los compuestos orgánicos, de acuerdo al
tipo de fuerzas intermoleculares que actúan sobre ellos
• Establecer la solubilidad de las especies orgánicas, a partir de su polaridad
molecular.
• Diferenciar las estructuras de los hidrocarburos, con base en la teoría de
hibridación de orbitales.
• Evaluar el comportamiento ácido o básico de reactivos, utilizando las teorías
de Bronsted-Lowry y Lewis.

1. INTRODUCCIÓN
La Química Orgánica es la rama de la Química que estudia los compuestos
del carbono. La existencia de una innumerable cantidad de compuestos orgánicos,
es decir sustancias que contienen el elemento carbono en su estructura, originó
que existiera esta rama de la Química que abarcara específicamente su estudio,
en cuanto a su estructura, propiedades y reactividad.
En el año 1807, el químico sueco Berzelius denominó compuestos orgánicos a
las sustancias que se obtienen de la materia viva. Dividió la química en dos
grandes grupos, orgánica e inorgánica, según tuviese su origen en el tejido vivo o
no. Según esto no se podía obtener una sustancia orgánica, partiendo de una
inorgánica. Esta teoría fue perdiendo su fortaleza inicial, a medida que se fueron
obteniendo evidencias basadas en las leyes de la química, las cuales eran válidas
para ambos compuestos, como por ejemplo, la ley de las proporciones múltiples.
En 1828, el químico alemán Friedrich Wöhler, al calentar una disolución de
cianato amónico (NH4CON) observó la formación de cristales de urea (CO(NH2)2 ,
diamida carbónica). Este compuesto se encuentra en la orina de los mamíferos
como producto de desecho de las proteínas. Se había sintetizado entonces un
producto orgánico a partir de otro inorgánico, por lo que la teoría de la fuerza
vital quedaba sin fundamento. Este hecho indujo a otros químicos a preparar
muchos compuestos orgánicos en el laboratorio, y actualmente es posible sintetizar
cualquier sustancia orgánica a partir de otra inorgánica. Como consecuencia, hoy
día subsiste la clasificación de Berzelius, debido a que tanto unos como otros se
diferencian en sus propiedades: solubilidad, estabilidad y el carácter de las
reacciones, que suele ser rápido y sencillo en las inorgánicas a diferencia de las
orgánicas que son lentas y complejas.
El número de compuestos orgánicos es mucho mayor que el número de
sustancias inorgánicas, se estima que rebasa en mucho los dos millones. Esta
profusión se debe a la facilidad de combinación que tiene el átomo de carbono
consigo mismo y con otros elementos, a la propiedad de formar enlaces
covalentes múltiples entre sus átomos y a la facilidad de formar isómeros.
Los átomos de carbono pueden unirse entre sí hasta un grado que es
imposible para átomos de cualquier otro elemento. Pueden formar cadenas de
miles de átomos o anillos de todos los tamaños, estas cadenas y anillos a la
vez pueden tener ramificaciones. A estos carbonos se unen otros átomos
principalmente hidrógeno, fluor, cloro, bromo, yodo, oxígeno, nitrógeno, azufre,
fósforo y muchos otros. Cada arreglo atómico diferente corresponde a un
compuesto distinto y cada compuesto tiene su conjunto de características químicas
y físicas. Por lo tanto no es sorprendente que el estudio de su química sea un
campo especializado.

Se conocen moléculas orgánicas que contienen miles de átomos cuyo arreglo
puede ser muy complicado. Uno de los principales problemas en química orgánica
es encontrar cómo se ordenan los átomos en las moléculas, es decir, cómo se
determina las estructuras de los compuestos.
En esta unidad se exponen los principios básicos para predecir estructuras
desde el punto de vista de la mecánica cuántica, la hibridación de orbitales, las
fuerzas intermoleculares y propiedades físicas, así como también la forma de
determinar momento dipolar neto. Cada uno de los puntos tratados se ilustra con
ejemplos y se proponen ejercicios para la autoevaluación de los estudiantes.
2. LA TEORÍA ESTRUCTURAL DE LA QUÍMICA ORGÁNICA. IMPORTANCIA

Entre 1858 y 1861 August Kekulé, Archibald Scott Couper y Alexander
Butlerov, trabajando en forma independiente, establecieron las bases de una de las
teorías fundamentales en la química orgánica como es la teoría estructural.
Ésta indica cómo se unen los átomos para formar moléculas y estudia:
• La forma como se unen los átomos a través de los electrones que los
mantienen juntos.
• Las formas y tamaños de las moléculas que generan estos átomos, y con el
modo de distribución de los electrones a su alrededor.
A menudo las moléculas se representan por un dibujo o modelo, como se muestra
en la Figura 1.1 para la molécula de Metano, donde los núcleos atómicos son
representados por letras o esferas de plástico, y los electrones que los unen, por
barras, líneas o varillas de plástico.
Figura 1.1. Molécula de Metano: CH4, donde el átomo central
carbono está representado en azul, y los átomos de hidrógeno en rojo, las líneas rectas
representan los enlaces, la geometría de la molécula es tetraédrica.
Además, la teoría está integrada por dos ideas centrales:
1. Los átomos de los elementos en los compuestos orgánicos pueden formar un
número fijo de enlaces (valencia):
|



 C 


 


 O 


 H 


 X 



|
Carbono: Oxígeno: Hidrógeno:
Halógenos:
tetravalente divalente monovalente monovalentes
2. Un átomo de carbono puede usar una o más de sus valencias para formar
enlaces con otros átomos de carbono.
Enlaces Carbono-Carbono
| |



 C 


 C 


 C = C 


 C ≡
≡
≡
≡ C 



| |
Sencillo Doble Triple
• IMPORTANCIA DE LA TEORÍA ESTRUCTURAL

La importancia de la teoría estructural se puede apreciar en el siguiente
ejemplo: el alcohol etílico (C2H5OH) y el éter dimetílico (CH3OCH3), son dos
compuestos que tienen la misma fórmula molecular, C2H6O, pero son compuestos
que presentan distintas propiedades físicas y químicas. El C2H5OH es un líquido
(Teb. = 78.5 ºC) temperatura ambiente y el CH3OCH3 es un gas (Teb. = -24.9 ºC).
La fórmula molecular de estos compuestos es la misma y no se tiene base
alguna para comprender las diferencias entre ellos. Sin embargo, la teoría
estructural soluciona esta situación por medio de las fórmulas estructurales de los
dos compuestos, debido a que ellas son diferentes. En la Figura 1.2, se muestran
los modelos de esferas y barras, así como sus fórmulas estructurales:
Alcohol etílico Éter dimetílico
C
H
H
O H
C
H
H
H O C H
C
H
H
H
H
H
Teb. = 78.5 ºC Teb. = -24.9 ºC
CH3CH2OH CH3OCH3
Figura 1.2. Representaciones de Modelos de barras y esferas y fórmulas estructurales
del alcohol etílico y éter dimetílico
De las fórmulas estructurales se observan sus diferencias: difieren en su
conectividad. Los átomos de alcohol etílico están unidos de forma diferente a los
del éter dimetílico. En alcohol existe un enlace C – C - O, mientras que en el
éter el enlace es C – O – C. En cuanto a su reactividad el éter no reacciona con
sodio, el alcohol si lo hace, esta reacción produce hidrógeno gaseoso y un
alcóxido, que es el etóxido de sodio.
3. ENLACES QUÍMICOS. REGLAS.
Se denominan enlaces químicos a las fuerzas que mantienen unidos a los
átomos dentro de los compuestos. El enlace suele efectuarse únicamente con los

electrones (e 



) más externos de los átomos, que reciben el nombre de electrones
de valencia.
Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en el nivel de
energía principal. Ëstos poseen una energía mayor que la de los electrones que
están en los niveles internos y se pueden ganar, perder o compartir cuando un
átomo de un elemento se une con un átomo de otro elemento para formar una
molécula o ión.
Dentro de un mismo grupo, los elementos tienen la misma configuración del
nivel superior de energía, como otra característica de los mismos, para los
elementos del grupo A (representativos), la cantidad de electrones de valencia está
dado por el número romano del grupo.
Las estructuras utilizadas para representar los electrones de valencia en los
enlaces se denominan fórmulas puntuales de Lewis o estructuras electrónicas de
Lewis. Se aplica a elementos representativos de la tabla periódica, mostrándose
solamente en forma de puntos ( • ) los electrones que ocupan los orbitales s y p
más externos. Se suele indicar los electrones apareados y desapareados.
Existen dos tipos principales de enlaces químicos que se forman entre los
átomos de un compuesto: 1.- Iónico o Electrovalente, y 2.- Covalente.
El principio para la formación de los enlaces es que los átomos que no
posean la configuración electrónica de un gas noble, por lo general reaccionan en
forma tal que persiguen esta configuración, es decir, llegar a obtener ocho
electrones en el nivel más alto de energía, con sus respectivas excepciones, como
lo constituye por ejemplo el helio. A continuación se definen los tipos de enlace.
3.1. TIPOS DE ENLACE: IÓNICO Y COVALENTE
•Enlaces Iónicos o Electrovalentes: Resultan de la transferencia de uno o
más electrones de un átomo a otro para formar iones. Un enlace iónico es
entonces la fuerza de atracción entre iones de carga opuesta.
Se forman con mayor facilidad cuando reaccionan elementos de
electronegatividad muy diferentes. También se forma con las sales: radical (o ión
poliatómico) y metal.
La electronegatividad es la capacidad que tiene el núcleo de un átomo para
atraer los electrones que forman el enlace covalente, en una molécula. Dentro de
la tabla periódica, esta varía de la siguiente forma: aumenta de izquierda a
derecha dentro de un mismo período, y disminuye de arriba hacia abajo en una
misma columna o grupo.
• Enlaces Covalentes: Resultan cuando dos átomos comparten uno o más
pares de electrones.

Se forman cuando reaccionan elementos de electronegatividad similares o
iguales, adquiriendo cada átomo la estructura de los gases nobles.
Los productos se llaman moléculas y se pueden representar mediante
fórmulas de puntos de Lewis, pero es más conveniente hacerlo por medio de
fórmulas con guiones, en las cuales cada guión representa un par de electrones
compartidos entre dos átomos.
El enlace covalente es típico de los compuestos del carbono, es el enlace
de importancia primordial en el estudio de la Química Orgánica.
Para representar los “enlaces covalentes” de manera correcta mediante la
fórmula de Lewis se aplica: a)La Regla del Octeto y b) Carga Formal (se recomienda
repasar estos conceptos).
De acuerdo con el número de electrones compartidos por cada átomo para
formar el enlace químico, el enlace covalente se clasifica en:
1. Enlace covalente sencillo o simple: cuando comparten un par de
electrones, cada átomo aporta un electrón para un total de dos
electrones.
2. Enlace covalente doble: cuando los átomos comparten dos pares de
electrones, cada átomo aporta un par de electrones para un total de
cuatro electrones.
3. Enlace covalente triple: cuando los átomos comparten tres pares de
electrones, cada átomo contribuye con tres electrones para un total de
seis electrones.
4. Enlace covalente dativo o coordinado: se origina cuando uno de los
átomos es el que aporta el par de electrones para formar el enlace
químico y el otro lo recibe.
Por otra parte, una de las características del enlace covalente es su
polaridad, la cual está íntimamente relacionada con la electronegatividad de los
átomos unidos por dicho enlace.
De acuerdo a la electronegatividad de los átomos que forman la
molécula, los enlaces covalentes se clasifican en: 1. Enlace covalente no-polar y 2.
Enlace covalente polar.
• Enlace covalente no-polar: se forma cuando los electrones del
enlace son atraídos con igual intensidad por los átomos que
forman la molécula. Este tipo de enlace se origina entre átomos
idénticos o entre átomos cuya diferencia de electronegatividad es
muy pequeña.
• Enlace covalente polar: Este tipo de enlace se origina entre
átomos de diferentes electronegatividades. A mayor diferencia de

electronegatividad de los átomos, mayor será la polaridad del
enlace.
El elemento más electronegativo atrae con más fuerza a los
electrones del enlace y en consecuencia, ese átomo tendrá mayor
densidad electrónica, desarrollando una carga parcial negativa ( δ
),
mientras que el otro deficiente en electrones, desarrollará una carga
parcial positiva ( δ +
).
Como estas moléculas tienen un extremo parcialmente positivo y
otro negativo, constituye un dipolo y tiene momento dipolar.
El momento dipolar (µ) es una propiedad física que puede medirse
en forma experimental. Numéricamente es igual a la magnitud de la
carga (e), multiplicada por la distancia (d), entre los centros de carga.
µ = e x d, la unidad es el Debye y se abrevia D.
La dirección de la polaridad de un enlace polar se representa
como un vector, el cual se direcciona desde el elemento menos
electronegativo (extremo positivo) hasta el más electronegativo (extremo
negativo).
4. MECÁNICA CUÁNTICA
En 1926 Erwin Shrödinger formuló la teoría conocida como Mecánica
Cuántica, ésta ha llegado a ser la base para explicar la formación de los enlaces
en las moléculas.
Esta teoría desarrolla expresiones matemáticas que describen el movimiento
del electrón en función de su energía. Estas expresiones se conocen como
ecuaciones de onda, puesto que se basan en el concepto de que el electrón no
sólo presenta propiedades de partículas sino de onda.
Una ecuación de onda tiene muchas soluciones, las cuales se llaman
funciones de onda, y cada una de ellas corresponde a un nivel de energía diferente
para el electrón.
La mecánica cuántica al describir el átomo, relaciona la energía (E) de un
electrón con la distribución de los electrones en el espacio, alrededor del núcleo
atómico.
En el átomo, los electrones se encuentran en continuo movimiento, pero
ubicados en ciertas regiones del espacio alrededor del núcleo, llamados orbitales
atómicos.
4.1. ORBITALES ATÓMICOS. NÚMEROS CUÁNTICOS. CONFIGURACIÓN
ELECTRÓNICA.

Una ecuación de onda no indica exactamente el lugar en que se encuentra
un electrón en un instante particular, o cuán rápido se está moviendo ni permite
dibujar una órbita precisa alrededor del núcleo. En cambio, nos revela la
probabilidad de encontrar al electrón en cualquier lugar particular.
La región del espacio donde existe la mayor probabilidad (99%) que se
encuentre un electrón, se denomina orbital. Es la región de mayor densidad
electrónica.
Hay diferentes tipos de orbitales; tienen tamaños y formas diferentes; están
“dispuestos” alrededor del núcleo del átomo en forma específica, se designan con
las letras s, p, d, f.
Los tamaños, formas y “disposición” de los orbitales atómicos determinan el
arreglo espacial de los átomos en una molécula y ayudan a predecir su
comportamiento químico.
Los compuestos orgánicos están constituidos principalmente por átomos de C,
H, O, N, S y halógenos, los cuales figuran entre los elementos de los tres
primeros períodos de la Tabla Periódica y donde los electrones sólo ocupan
orbitales atómicos s y p.
De lo anterior, los orbitales s y p, son los más importantes en la formación
de moléculas orgánicas, por lo tanto se limitará a su estudio. Sus formas se
muestran en la siguiente sección.
Los orbitales d y f, no se utilizan en química orgánica, por lo tanto no se
estudiarán.
Cada uno de los orbitales atómicos está caracterizado por un conjunto de
cuatro números cuánticos relacionados con la energía del electrón.
Los números cuánticos son los siguientes:
1. El Nivel de Energía o Número Cuántico Principal (n).
Representa la energía (E) del electrón. Puede tener valores de n = 1,
2, 3, 4, 5, 6, 7. A menor valor de n, menor será la energía del
electrón.
2. El Subnivel de Energía ó Número Cuántico Azimutal (l).
Está relacionado con la forma y el tamaño del orbital atómico.
Existen cuatro tipos de orbitales atómicos: s, p, d, f.
• Los orbitales s: tienen forma de esfera (Figura 1.3), cuyo centro
coincide con el núcleo atómico. Existe una probabilidad muy pequeña de
encontrar un electrón a mayores distancias del núcleo. Los volúmenes que
se utilizan para ilustrar a un orbital, son aquellos que contendrán al electrón
entre un 90 al 95 % del tiempo
y y
s

z x z x
Representada por Representada por una
la nube electrónica línea continua
Figura 1.3. Formas del orbital s
• Los orbitales p: tienen forma de huso y consiste de dos lóbulos
que casi se tocan, entre los cuales se encuentra el núcleo atómico. Son tres
px , py , pz. El eje de cada orbital p (x, y z) es perpendicular a los ejes de
los otros dos (Figura 1.4).
Corte que muestra los dos lóbulos de un orbital
px py pz
Representación como pares de esferas que no alcanzan a tocarse
Figura 1.4. Formas del orbital p
• Los orbitales d: tienen forma de rosquillas y tréboles de cuatro
hojas, mientras que los f tienen formas más complejas. Existen cinco
orbitales atómicos d y siete orbitales f. Estos no se estudian en Química
Orgánica, porque los compuestos orgánicos están constituidos por elementos
que se encuentran en los tres primeros períodos de la tabla periódica.
3. Número Cuántico Magnético (m)
El electrón es una partícula con carga eléctrica, su movimiento alrededor
del núcleo atómico, crea un campo magnético, comportándose como un
imán. Este número cuántico está relacionado con la orientación de la nube
electrónica respecto a la dirección dada en la Figura 1.5, que suele tener
el átomo debido a un fuerte campo magnético.

Figura 1.3. Movimiento de los electrones alrededor del núcleo atómico.
4. Número Cuántico de Espín (s)
Relacionado con la propiedad del electrón de girar sobre su eje, puede
tener valores de ( + ½) ( - ½). Dentro de un mismo orbital atómico, dos
electrones deben ser de espín opuesto, es decir deben girar en sentido
contrario, apareados (Figura 1.6). Se representa por
Figura 1.6. Giro de los electrones alrededor del núcleo atómico.
Los electrones en los orbitales 1s tienen la menor energía porque son los
más cercanos al núcleo positivo. Los electrones en los orbitales 2s son los
siguientes de más baja energía. A continuación, los electrones de los tres
orbitales 2p de igual energía, tienen energía más alta que los 2s (los orbitales que
poseen igual energía como los tres orbitales p, se les conoce como orbitales
degenerados).
Estas energías relativas se pueden utilizar para deducir la Configuración
Electrónica (o la distribución de los electrones en los orbitales) de cualquier
átomo, en los dos primeros renglones de la Tabla Periódica. Para ello es
necesario seguir estas reglas:
1. El Principio de Aufbau: Los orbitales se llenan de manera que primero se
completan los de menor energía (Aufbau es la palabra alemana que
significa “construcción”). Ver Ejemplo, Tabla 1.1.
2. El Principio de exclusión de Paulí: Un orbital atómico determinado puede
ser ocupado por sólo dos (2) electrones que, para poder hacerlo, deben
tener espines opuestos. Estos electrones de espines opuestos se
consideran apareados. Electrones de igual espín tienden a separarse lo
más posible.
Cuando en un orbital atómico se encuentra un electrón impar, se dice que
está desapareado o no-apareado, cuando existen dos electrones en el
mismo orbital atómico, se dice que están apareados.
Apareados Desapareados

3. La Regla de Hund: cuando se trata con orbitales de igual energía como
los tres orbitales p, se agrega un electrón a cada orbital, teniendo sus
direcciones de rotación (espines) no apareados, hasta que cada uno de los
orbitales degenerados contengan un electrón. Después se empieza a
agregar un segundo electrón a cada orbital degenerado, de tal manera que
quedan apareados los sentidos de la rotación. Ver Ejemplo, Tabla 1
Cada tipo de orbital atómico posee un número de electrones determinado: el
orbital s, posee dos (2), el p seis (6), el d diez (10) y el f catorce (14) como
máximo, aunque dependiendo del número atómico, puede aceptar un número
menor.
Cada nivel de energía principal (n), contiene un máximo de electrones dado
por la fórmula: 2n2
, donde n = nivel de energía principal. Por ejemplo para el nivel
de energía principal = 1, se tendrán 2(1)2
= 2 electrones como máximo; para el
nivel 2, se tendrán ocho (8) y así sucesivamente. Estos electrones se distribuyen
luego en los subniveles: s, p, d y f.
Ejemplo:
Realizar la configuración electrónica de los siguientes elementos mostrando sus
espines: H, Be, B, C, N, O, F, Cl.
Tabla 1.1. Configuración electrónica
Símbolo
del
Elemento
Z Configuración
Último
nivel de
energía
(n)
e ¯ de
valen-
cia
e¯ desa-
pareados
= e ¯ de
enlace
1s 2s 2p 3s 3p
H 1 1 1 1
Be 4 2 2 0
B
Símbolo
del
Elemento
5
Z Configura ción
2
Último
nivel de
energía
(n)
3
e
–
de
valen-
cia
1
e
--
desa
pareados
= e
--
de
enlace
1s 2s 2p 3s 3p

C 6 2 4 2
N 7 2 5 3
O 8 2 6 2
F 9 2 7 1
Cl 17 3 7 1
Explicación:
Para el H, número atómico 1, posee un solo electrón, está ubicado en el
nivel principal 1, subnivel 1s. El último nivel de energía es 1, allí está un electrón
de valencia.
Para el Be, número atómico 4, posee cuatro electrones, están ubicados en
los niveles principales 1 y 2, dos electrones en el subnivel 1s y dos en el subnivel
2s, los cuales aceptan un máximo de dos electrones, observe que se comienzan a
llenar los orbitales de menor energía (Principio de Aufbau), es decir 1s posee menos
energía que 2s, dibujándose también los espines, que deben ser opuestos y
apareados (Principio de exclusión de Paulí) y así sucesivamente. El último nivel de
energía es el 2, allí se encuentran dos electrones de valencia.
Para el O, número atómico 8, posee ocho electrones, están ubicados en los
niveles principales 1 y 2, dos electrones en el subnivel 1s y dos en el subnivel 2s,
los cuales aceptan un máximo de dos electrones; observe que se comienzan a
llenar los orbitales de menor energía (Principio de Aufbau), 1s y 2s. Hasta el
momento se han distribuido cuatro electrones, faltan cuatro. Para continuar
realizando la distribución, se ubican en el siguiente orbital, el orbital p, los cuales
son tres en total y de igual energía (degenerados), por lo tanto se ubica un
electrón en cada uno de los orbitales px, py y pz, teniendo sus espines no
apareados, luego se empieza a agregar un segundo electrón al orbital px, para
completar los ocho electrones, ubicados de tal manera estén apareados los sentidos
(Principio de Hund). El orbital p acepta un máximo de seis electrones, dos en cada
orbital degenerado. El último nivel de energía es el 2, allí se encuentran seis
electrones de valencia.
El procedimiento se repite para los otros elementos.
4.2. EL ENLACE COVALENTE. ORBITALES MOLECULARES
La mayor utilidad de los orbitales atómicos es aplicarlos para comprender
cómo se combinan los átomos para formar moléculas. Como ya se mencionó, los
enlaces covalentes son básicos para el estudio de la Química Orgánica.

Para que se constituya una molécula orgánica deben acercarse (reaccionar)
dos átomos de manera tal que el orbital atómico de uno superponga al otro y
cada uno debe contener solamente un electrón. Cuando sucede esto, ambos
orbitales atómicos se combinan para transformarse en un solo orbital
molecular de enlace ocupado por ambos electrones, los cuales deben tener
espines opuestos, es decir, deben estar apareados. De esta manera se da origen
al enlace covalente.
Cada electrón dispone del orbital molecular entero, por lo que puede
considerarse como perteneciente a ambos núcleos atómicos.
La formación de un enlace está acompañada por la liberación de energía,
debido a que el nuevo arreglo de electrones y núcleos debe contener menos
energía, para que sea más estable que el arreglo en los átomos aislados. La
cantidad de energía (por mol) desprendida durante la formación del enlace (o para
romperlo) se denomina energía de disociación de enlace. Para un par dado de
átomos, cuanto mayor sea la superposición de orbitales atómicos tanto más fuerte
resulta el enlace.
El enlace covalente debe su fuerza al aumento de atracción electrostática. En
los átomos aislados cada electrón atrae y es atraído por un núcleo positivo,
mientras que en la molécula cada electrón es atraído por dos núcleos positivos.
Ejemplo: Formación hipotética de la molécula de hidrógeno (H2).
Cada átomo de hidrógeno posee un electrón, el cual ocupa el orbital 1s.
Como es sabido, éste tiene forma de esfera centrada por un núcleo atómico.
Para que se forme un enlace, ambos núcleos deben acercarse lo suficiente como
para que se produzca la superposición de los orbitales atómicos (Figura 1.7):
●
●
Orbitales atómicos: 1s1
Superposición de orbitales s.
Figura 1.7. Formación del enlace covalente
Para el hidrógeno, el arreglo más estable resulta cuando la distancia entre los
núcleos es de 0.74 Anstrong ( Aº ), lo que se llama longitud de enlace. A esta
distancia, el efecto estabilizador de la superposición es exactamente equilibrado por
la repulsión entre núcleos de igual carga.
El orbital de enlace (Figura 1.8) tiene aspecto de salchicha (es la forma que
resulta de la fusión de dos orbitales s ), cuyo eje mayor coincide con la línea que
une los núcleos, en torno a este eje es cilíndricamente simétrica, es decir la
sección transversal es circular. El enlace covalente formado por la superposición
frontal de dos orbitales atómicos s (orbital molecular de enlace s-s), se denomina
enlace sigma (σ ).
- Orbital de enlace, donde se indica la forma
de la sección transversal, la cual es circular.

- La longitud de enlace H-H es 0.74 Aº y una
fuerza de 104 kcal.
Figura 1.8. Orbital molecular de enlace
El tamaño de la molécula de hidrógeno determinado por el volumen dentro de
la superficie de probabilidad del 95%, es considerablemente menor que el de un
átomo de hidrógeno individual. La contracción de la nube electrónica se explica
por la intensa atracción que ejercen los dos núcleos sobre los electrones, lo cual
le confiere mayor estabilidad a la molécula. En ella, los electrones están más
cerca y sujetos más firmemente, en comparación con los átomos de hidrógeno
aislados.
5. HIBRIDACIÓN DE ORBITALES
Cuando los átomos reaccionan para formar las moléculas, generalmente no
utilizan los orbitales atómicos s, p, d, etc., en forma aislada o pura, sino que
previamente se combinan o mezclan entre sí, antes de unirse o reaccionar con
otros átomos, originando orbitales atómicos hibridados.
(Carroz, 1997).
5.1. HIBRIDACIÓN sp
Considerando el cloruro de berilio, BeCl2, ver la distribución electrónica de
sus átomos en la Tabla 1.1:
La molécula de BeCl2 esta conformada por un átomo de berilio (central) y
dos de cloro.
El átomo de berilio (Be) carece de electrones desapareados (tal como se
muestra en su distribución electrónica de la tabla anterior), los cuales son
necesarios para la formación de los dos enlaces. De acuerdo con lo estudiado
previamente, se requieren dos electrones desapareados del Be para combinarse
con los dos átomos de cloro. El átomo debe modificar su configuración, de tal
forma que pueda disponer de electrones desapareados para unirse con los átomos
de cloro.
Para llegar a este átomo divalente de Be, se muestra el proceso para
obtener los átomos de berilio con hibridación sp: en primer lugar se promueve uno
de los electrones 2s (a), a un orbital 2p vacío (b).
Proceso para obtener los átomos de berilio con hibridación sp
Estado fundamental Estado de Hibridación sp
vacíos
2p 2p 2p
sp
2s 2s

1s 1s 1s
(a) (b) (c)
Esto permite disponer de dos electrones desapareados necesarios para el
enlace con los dos átomos de cloro (b). De acuerdo con la nueva configuración
se podría esperar que Be formase un enlace de un tipo, empleando el orbital p y,
un enlace de otro tipo, usando el orbital s. Esto no concuerda con los hechos,
ya que se ha determinado que los dos enlaces del BeCl2 son equivalentes.
Entonces se hibridan los orbitales, los cuales deben estar en el mismo nivel
de energía (c), en el caso del berilio, están en el nivel principal 2.
Estos orbitales se conocen como orbitales híbridos sp, puesto que son el
resultado de mezclar un orbital s y uno p y tienen la forma indicada a
continuación (Figura 1.9); por conveniencia se desprecia el pequeño lóbulo
posterior y se representa el delantero como una esfera. Los dos nuevos orbitales
sp tienen la misma forma y energía.
180 º
Sección en corte Representación Dos orbitales hibridados
de los orbitales en esfera del sp iguales, con ejes a lo
s y p por separado orbital sp hibridado largo de una línea recta.
Figura 1.9. Formación de orbitales híbridos sp
Cuando se combinan orbitales atómicos para formar orbitales híbridos,
el número de orbitales híbridos que resultan es igual al número de orbitales
atómicos que se combinan; dentro de cada orbital existe un electrón
desapareado, listo para combinarse con el electrón desapareado de otro.
Los orbitales adoptan el arreglo que les permita alejarse al máximo entre sí.
La hibridación de orbitales es un fenómeno explicable mediante procedimiento
matemático, que implica la combinación de funciones de onda individuales para los
orbitales s y p a fin de obtener funciones de onda para los nuevos orbitales. Los
nuevos orbitales tienen en proporciones variables, las propiedades de los orbitales
originales tomadas por separado.
Para la formación de la molécula de BeCl2 (Figura 1.10), usando el berilio
sp-hibridado, hay que tener en cuenta el ángulo de enlace. Para lograr la
superposición máxima entre los orbitales sp del Be (conteniendo cada uno un
electrón) con los orbitales p de los dos Cl (los electrones desapareados están
ubicados en los orbitales 3pz
1
), los núcleos de estos dos últimos deben
encontrarse sobre los ejes de los orbitales sp, es decir, deben estar localizados
en cada lado exactamente opuestos del átomo de Be. Por consiguiente, el ángulo
entre enlaces Be - Cl debe ser de 180º (arreglo que permite la máxima separación

posible). La superposición de los orbitales sp y p se muestra como sigue:
(Morrison. 1990).
orbital 3p del Cl dos orbitales orbital 3p del Cl
híbridos sp del Be
Figura 1.10. Formación de la molécula de BeCl2
Los enlaces covalentes formados por la superposición frontal de los
orbitales atómicos se les llama enlace sigma (σ ), y a la hibridación sp, se
le conoce como hibridación lineal o diagonal.
Experimentalmente, se ha determinado que el cloruro de berilio es una
molécula lineal con ángulos de 180º con los tres átomos ubicados sobre una
sola línea recta.
Sus enlaces covalentes son idénticos, es decir tienen la misma forma,
longitud y fuerza. Las representaciones de la molécula es como sigue (Figura 1.11):
180º
Be
Cl Cl Cl Cl
Be
Fórmula de Lewis Mostrando los enlaces con Modelo de la molécula con
guiones bolas y varillas
Figura 1.11. Representaciones de la molécula de BeCl2
5.2. HIBRIDACIÓN sp2
Analizando el trifluoruro de boro, BF3, ver la distribución electrónica de sus
átomos en la Tabla 1.1.
La molécula de BF3 esta conformada por un átomo de boro (central) y tres
átomos de fluor.

Según la distribución electrónica del boro, éste sólo tiene un electrón no
apareado (tal como se muestra en la tabla anterior), que ocupa un orbital 2p.
Para formar tres enlaces del boro con el fluor, se muestra el proceso a
continuación: necesitan tres electrones no apareados, por lo que igual que en el
caso anterior, se promueve uno de los dos electrones que ocupan el orbital 2s (a)
hasta un orbital 2p (b).
La hibridación provee tres orbitales híbridos, exactamente opuestos, con la
misma forma e igual energía (c).
Proceso para obtener los átomos de boro con hibridación sp2
Estado fundamental Estado de Hibridación sp2
2p 2p 2p
sp2
2s 2s
1s 1s 1s
(a) (b) (c)
Cada orbital híbrido tiene la forma indicada en la Figura 1.12, y como antes,
se desprecia el pequeño lóbulo posterior y se representan como esferas.
Estos orbitales híbridos se llaman sp2
, puesto que son generados por la
mezcla de un orbital s y dos orbitales p. Se encuentran en un plano que incluye
el núcleo atómico y dirigidos hacia los vértices de un triángulo equilátero (Figura
1.12), de modo que el ángulo entre dos orbitales cualesquiera es de 120º. Dentro
de cada orbital se encuentra un electrón desapareado.
120º
Sección en corte Representación Tres orbitales hibridados
de los orbitales en esfera del sp2
iguales, con ejes
s y p por separado orbital sp2
dirigidos hacia los
hibridado vértices de un
triángulo equilátero
Figura 1.12. Formación de orbitales híbridos sp2
Se observa la geometría que permite la separación máxima posible de los
orbitales, en este caso es un arreglo trigonal (de tres vértices). Debido a esta
forma que adquieren los orbitales híbridos sp2
, a este tipo de hibridación se
conoce como hibridación triangular o trigonal plana, con ángulos de 120º.
La formación de la molécula de BF3 (Figura 1.13), se logra por el
acomodamiento de los átomos para lograr la superposición frontal de cada uno de

los orbitales sp2
del boro con un orbital 2p del fluor, originándose tres orbitales
moleculares de enlace (sp2
- p), denominados enlaces sigma (σ ).
B
Figura 1.13. Formación de la molécula de BF3
La estructura formada es una molécula trigonal plana, con el átomo de
boro en el centro de un triángulo y los tres átomos de fluor en los vértices; cada
ángulo de valencia es de 120º, tal como se ilustra en la Figura 1.14
F B F
F
F B F
F
Fórmula de Lewis Mostrando los enlaces con Modelo de la molécula
guiones con bolas y varillas
Figura 1.14. Representaciones de la molécula de BF3
Mediante la experimentación se ha demostrado que el trifluoruro de boro
tiene esta estructura, plana y simétrica, previamente calculada de acuerdo con la
teoría cuántica.
5.3. HIBRIDACIÓN sp3
Considerando el metano, CH4, una de las moléculas orgánicas más simples,
ver la distribución electrónica de sus átomos en la Tabla 1.1.
Se puede observar que el carbono tiene un electrón no apareado en cada
uno de los dos orbitales 2p, por lo que podría esperarse que forme el compuesto
CH2 (lo forma, pero el CH2 es una molécula altamente reactiva, cuyas propiedades
se centran en torno a la necesidad de procurarle al carbono dos enlaces
adicionales).
La molécula de CH4 está conformada por un átomo de carbono (central) y
cuatro de hidrógeno.
120º
Orbitales 2p
del fluor
Orbitales
híbridos sp
2
del boro

Para disponer de cuatro electrones no apareados, se promueve uno de los
electrones del orbital 2s (a) a un orbital 2p vacío (b), tal como se muestra en el
proceso para obtener los átomos de carbono con hibridación sp:
Proceso para obtener los átomos de carbono con hibridación sp3
2p 2p 2p
sp3
2s 2s
1s 1s 1s
(a) (b) (c)
La hibridación genera cuatro orbitales híbridos, exactamente opuestos, con la
misma forma e igual energía (c). Dentro de cada orbital se encuentra un electrón
desapareado.
Esta vez son orbitales híbridos sp3
, que resultan de la mezcla de un
orbital s y tres orbitales p. Cada uno tiene la forma mostrada en la Figura 1.15
El arreglo espacial de los orbitales sp3
es de modo tal que les permita
separarse lo más que se pueda, lo que significa que se dirigen hacia los vértices
de un tetraedro regular, por lo que a este tipo de hibridación se le conoce como
hibridación tetraédrica o tetragonal. El ángulo entre dos orbitales
cualesquiera es el tetraédrico, o sea, 109.5º.
109.5º
C
Orbital 2s Orbitales 2p Cuatro orbitales
híbridos sp
3
iguales
Figura 1.15. Formación de orbitales híbridos sp3
La formación de la molécula de CH4 (Figura 1.16) .se logra por la
superposición frontal de cada uno de los orbitales híbridos del sp3
del carbono con
un orbital s del hidrógeno, con el carbono en el centro de un tetraedro regular y
los cuatro hidrógenos en los vértices. Se forman cuatro orbitales moleculares de
enlace, muy estables (sp3
– s), llamados sigma (σ ).
Se ha encontrado, experimentalmente, que el metano posee la estructura
altamente simétrica que se ha armado (figura 1.17). Cada enlace carbono-
hidrógeno tiene exactamente la misma longitud de 1.10 Aº; el ángulo entre

cualquier par de enlaces es el tetraédrico de 109.5º. Se necesitan 104 kcal/mol
para romper uno de los enlaces del metano.
109.5º
C
Figura 1.16. Formación de la molécula de metano (CH4)
H C H
H
H
H C H
H
H
Fórmula de Lewis Mostrando los enlaces Modelo tridimensional
con guiones de la molécula
Figura 1.17. Representación de la molécula de CH4
6. GEOMETRÍA MOLECULAR: El modelo de repulsión del par de
electrones de la capa de valencia (RPECV).
La geometría de las moléculas se ha estudiado a partir de las teorías que
surgen de la mecánica cuántica. Sin embargo, también es posible realizar el
ordenamiento espacial o distribución de los átomos en iones y moléculas basados
en una teoría llamada Teoría de la Repulsión del Par de Electrones de la Capa
de Valencia.
La teoría RPECV se aplica de la siguiente manera:
1. Se considera que el enlace simple, doble, triple y un par no -compartido
de electrones, constituye una región de alta densidad electrónica.
2. Los pares de electrones de la capa de valencia se encuentran enlazados
(covalentemente) en torno al átomo central del compuesto, de manera tal
que existe una separación máxima (y por tanto repulsión mínima) entre
ellos. Esto ocasiona separación máxima en las regiones de alta densidad
electrónica en torno al átomo central. El ordenamiento de estas regiones

de alta densidad electrónica se conoce como geometría electrónica del
átomo central.
3. Se consideran todos los pares de electrones del átomo central, los que
se comparten en enlaces covalentes, llamados pares enlazantes y los
que están sin compartir, llamados pares no enlazantes o pares no
compartidos.
4. Como los pares de electrones se repelen entre sí, los pares de
electrones de la capa de valencia tienden a permanecer tan separados
como sea posible, lo que determina la forma del compuesto.
5. Se llega a la geometría electrónica de la molécula al considerar todos
los pares de electrones enlazantes y no - enlazantes, pero la geometría
molecular (forma) de la molécula o ión se describe haciendo referencia
a las posiciones de los núcleos ( o átomos) y no a las posiciones de los
pares de electrones.
6. Cuando no hay pares de electrones no – enlazantes la geometría
electrónica y la geometría molecular (forma) son idénticas. (Whitten 1992).
6.1. CASOS DE ESTUDIO:
• METANO: La capa de valencia del metano tiene cuatro pares de
electrones enlazantes. Sólo una orientación tetraédrica permitirá que los
cuatro pares de electrones tengan la separación máxima posible, presenta
por lo tanto una geometría electrónica tetraédrica. Cualquier otra
orientación, por ejemplo una distribución cuadrada plana coloca a los pares
de electrones en posiciones más cercanas.
De esta forma, para el metano, el modelo de RPECV se ajusta a lo que
se conoce de él: la molécula tiene una forma tetraédrica, con ángulos de
109.5º, lo cual corresponde a cualquier átomo con estructura tetraédrica
regular.
• AMONÍACO: La molécula de amoníaco (NH3) está conformada por un
átomo de nitrógeno y tres de hidrógeno. El nitrógeno del amoníaco
presenta hibridación sp3.
.
Proceso para obtener el átomos de nitrógeno con hibridación sp3
2p 2p 2p
sp3
2s 2s
1s 1s 1s
(a) (b) (c)

Del proceso anterior, se observa que el nitrógeno tiene solamente tres
electrones no apareados, los cuales ocupan tres de los orbitales sp3
(a). Al
presentar hibridación sp3
se da lo siguiente (b): la combinación del orbital 2s2
con
los orbitales 2p ( 2px
1
, 2py
1
, 2pz
1
), pero hay que observar que en el orbital 2s ya
existe un par de electrones, mientras que en los orbitales 2p solamente poseen
un electrón desapareado (c), los requeridos para combinarse con los orbitales 1s1
del hidrógeno para generar el amoníaco.
La superposición de tres de los orbitales híbridos sp3
que poseen
electrones desapareados con el orbital s del hidrógeno, forma tres orbitales
moleculares sp3
– s (enlace sigma), generando amoníaco. El cuarto orbital sp3
del
amoníaco contiene de antemano un par de electrones, y ejerce repulsión sobre los
pares de electrones enlazantes.
Si ha de existir superposición máxima y, por tanto, fuerza máxima de
enlace, los tres núcleos de hidrógeno deben localizarse en tres vértices de un
tetraedro, mientras que el cuarto deberá ser ocupado por el par no enlazante o
no-compartido, tal como se muestra en la Figura 1.18.
Desde el punto de vista de la teoría RPECV, la geometría electrónica del
amoníaco es tetraédrica, pero considerando solamente los núcleos atómicos (y no
los pares enlazantes y no - enlazantes), la molécula tiene forma piramidal con el
nitrógeno en el ápice y los hidrógenos en los vértices de una base triangular.
Cada ángulo de enlace debería ser el tetraédrico de 109.5º (Figura 1.18).
109.5º
N
107º
N
Orbitales híbridos sp
3
del N Superposición de orbitales sp
3
del N con s del H
Figura 1.18. Hibridación y geometría electrónica del amoníaco.
Se ha demostrado mediante la teoría de mecánica cuántica que los tres
enlaces sigma del amoníaco son idénticos en longitud, forma y fuerza.
Estos presentan geometría molecular piramidal y ángulos de enlaces
aproximados a 107º (Figura 1.19), ligeramente menores que el valor
predicho, lo cual se explica por el hecho del efecto de repulsión que ejercen
el par de electrones no – enlazantes y además que ocupan más espacio que
cualquiera de los átomos de hidrógeno, tendiendo a comprimir ligeramente los
ángulos de enlace. La longitud del enlace nitrógeno-hidrógeno es de 1,01 ºA.
El orbital sp3
ocupado por el par de electrones no-compartido es una región
de alta densidad electrónica; es una fuente de electrones para átomos y

moléculas que los buscan, lo que le confiere al NH3 sus propiedades
básicas.
Adicionalmente, la espectroscopia revela que la molécula sufre inversión,
es decir, se voltea: el ápice puede quedar hacia abajo. Entre un arreglo
piramidal y otro equivalente, hay una barrera energética de sólo 6 kcal/mol,
energía que es suplida por colisiones moleculares.
Se necesitan 103 kcal/mol para romper uno de los enlaces del NH3.
N
H H
H 107º
H N H
H
H N H
H
Fórmula de Lewis Mostrando los enlaces Representación tridimensional de
con guiones la geometría molecular: Piramidal
Figura 1.19. Representación de la molécula de NH3
• AGUA:
La molécula de agua (H2O) está conformada por un átomo de oxígeno y
dos de hidrógeno. El oxígeno del agua presenta hibridación sp3
.
Proceso para obtener el átomo de oxígeno con hibridación sp3
2p 2p 2p
sp3
2s 2s
1s 1s 1s
(a) (b) (c)
De la secuencia anterior, se observa que el oxígeno tiene dos pares de
electrones no apareados, los cuales ocupan dos de los orbitales sp3
(a).
Al
presentar hibridación sp3
se da lo siguiente (b): la combinación del orbital 2s2
con
los orbitales 2p ( 2px
2
, 2py
1
, 2pz
1
), pero hay que observar que en el orbital 2s y en
uno de los orbitales 2p ya existen un par de electrones, mientras que en los dos
orbitales restantes 2p poseen un solo electrón desapareado (c), los requeridos para
combinarse con los orbitales 1s1
del hidrógeno para generar el agua:
La superposición de dos de los orbitales híbridos sp3
del átomo de
oxígeno que poseen electrones desapareados con el orbital s del hidrógeno, forma
dos orbitales moleculares sp3
– s, generando dos enlaces sigma. Los otros dos
orbitales sp3
del agua contiene de antemano un par de electrones, y ejerce
repulsión sobre los pares electrónicos enlazantes.
1.01 ºA

Si ha de existir superposición máxima y, por tanto, fuerza máxima de
enlace, los dos núcleos de hidrógeno deben localizarse en dos vértices de un
tetraedro, mientras que los otros dos deberán ser ocupados por los pares no –
compartidos, tal como se muestra en la Figura 1.20.
La teoría RPECV predice que los cuatro pares de electrones en torno al átomo
de oxígeno en el H2O deben encontrarse a distancia de 109.5º con ordenamiento
tetraédrico, es decir tiene geometría electrónica tetraédrica (Figura 1.20).
109.5º
O O
Orbitales híbridos sp
3
del H2O Superposición de orbitales
sp
3
del O con s del H
Figura 1.20. Hibridación y geometría electrónica del agua
Cuando se toman en consideración las mayores repulsiones entre los
dos pares de electrones no – compartidos y los pares de enlace, o si se toma en
cuenta las posiciones de los átomos y no las posiciones de los pares de
electrones, esta teoría explica la geometría molecular observada en las
moléculas de agua: ésta es angular y el ángulo de enlace resulta de 105º,
menor que el ángulo tetraédrico y menor aún que el del amoníaco (Figura 1.21).
La longitud del enlace oxígeno - hidrógeno es de 0.96ºA y se necesitan
118 kcal/mol para romper uno de los enlaces del agua.
O
H
H
H O H H O H
Fórmula de Lewis Mostrando los enlaces Representración tridimensional
con guiones con cuñas y líneas
Figura 1.21. Representación de la molécula de H2O
El agua posee dos voluminosos orbitales contenedores de pares de
electrones no – compartidos que comprimen los ángulos de enlace, esto justifica el
ángulo de enlace de 105º y le confiere la geometría molecular angular.
Debido a los pares de electrones no – compartidos del oxígeno, la
molécula del agua tiene carácter básico, aunque no tan marcadamente como la
molécula del amoníaco.
• ENLACES MÚLTIPLES
El método de la RPECV también se puede utilizar para predecir las
formas de las moléculas que contienen enlaces múltiples, si se supone que todos

los electrones de un enlace múltiple actúan como si se encontraran en una sola
unidad (es decir un enlace sencillo), y por lo tanto, se localizan en la región del
espacio entre los dos núcleos de los átomos unidos por un enlace múltiple.
Ejemplo: Estructura de la molécula de CO2
El átomo de carbono central en el dióxido de carbono, se enlaza a
cada átomo de oxígeno por medio de un doble enlace. La representación de
puntos de Lewis es:
O C O O C O
180º
Esta estructura de dos grupos de cuatro electrones enlazantes
(formando dos dobles enlaces), es consistente con aquella que contiene dos
grupos de dos electrones enlazantes (formando dos enlaces sencillos), es decir,
los electrones de cada doble enlace, se consideran como una sola unidad, y se
encuentran separados a su distancia máxima una de otra. Los pares no-
enlazantes asociados con los átomos de oxígeno no tienen efecto sobre la
geometría de la molécula.
La geometría electrónica y molecular de la molécula de CO2 es lineal
y el ángulo de enlace 180º.
6.2. GEOMETRÍA DE IONES POLIATÓMICOS
Las fórmulas puntuales de Lewis para los iones poliatómicos se
construyen de igual manera que las fórmulas puntuales de las moléculas neutras.
Una vez conocida la fórmula de Lewis del ión, pueden aplicarse las teorías de
RPECV para deducir su geometría, hibridación y formas, como se hizo para las
moléculas neutras.
En la Tabla 1.2, a continuación, se muestra la hibridación y geometría
molecular de varios iones y moléculas simples como las predice la Teoría RPECV.
Tabla 1.2
Formas de Iones y Moléculas deducidas de la Teoria RPECV
NÚMERO DE PARES
DE ELECTRONES
ESTADO DE FORMA DE LA
HIBRIDACION DEL MOLÉCULA
Enlazante No-enlazantes Total ÁTOMO CENTRAL O ION* Ejemplos
2 0 2 sp Lineal BeCl2, BeH2
Ángulos:

180º
3 0 3 sp
2
Trigonal plana BF3, CH3
+
Ángulos:
120°
4 0 4 sp
3
Tetraédrica CH4, NH4
+
Ángulos:
109.5°
3 1 4 sp
3
Trigonal NH3, CH3
–
piramidal
N
H H
H Ángulos:
107°
2 2 4 sp
3
Angular H2O, ClO2
–
O
H
H Ángulos:
105°
7. REGLAS PARA DETERMINAR EL TIPO DE HIBRIDACIÓN ORBITAL
Las siguientes reglas se utilizan para determinar la hibridación y ángulos de
enlace de átomos en las moléculas.
• Regla Nº 1: Para determinar la cantidad de orbitales híbridos presentes en
un átomo, se debe establecer que estos orbitales pueden estar ocupados
tanto por pares de electrones enlazantes sigma (los que se comparten en
los enlaces covalentes) como por pares de electrones no – enlazantes.
• Regla Nº 2: El número de orbitales híbridos de un átomo se calcula
sumando el número de orbitales necesarios para contener los enlaces
sigma (enlaces frontales) y el número de orbitales necesarios para
contener los pares de electrones no – compartidos de ese átomo.

Para realizar esta contabilidad es necesario realizar con anterioridad
la representación de la estructura de los compuestos, para ello se
debe emplear la fórmula puntual de Lewis.
• Regla Nº 3: Una vez calculado el número de orbitales híbridos presentes
en un átomo, se determina la geometría en función del arreglo que
ofrezca la máxima separación posible del enlace y los pares no –
enlazantes.
• Resumiendo las reglas anteriores:
Orbitales
híbridos
Hibridación Geometría Ángulo
aproximado
de enlace
2 s + p = sp Lineal 180º
3 s + p + p = sp2
Trigonal 120º
4 s + p + p + p= sp3
Tetraédrica 109.5º
Aplicando los conceptos y reglas expuestos anteriormente, se resolverán los
ejemplos que se tienen a continuación.
Ejemplo 1:
Indique el conjunto de orbitales híbridos utilizado por el átomo central para
cada uno de los iones y moléculas siguientes:
a) SCl2 ; b) CH3
+
; c) H2CO; d) OCN –
Solución:
a) SCl2
Como primer paso se procede a representar el compuesto mediante la fórmula
de Lewis, anteriormente a esto se debe calcular el número de enlaces que
presenta el compuesto, para ello es recomendable utilizar la regla del octeto.
(Regla Nº 2).
De la Regla del Octeto: N = 24, A = 20, S = 4, # de enlaces = 2
Fórmula de Lewis, donde el “S” es el átomo central:
Cl S Cl
x
x
x
x
x x
x x x x
x x
x x

El “S” necesita dos orbitales híbridos para contener los átomos de Cl y dos
para los dos pares de electrones no – enlazantes, por lo tanto aplicando la
Regla Nº 3, necesita en total cuatro orbitales híbridos. La hibridación presente
es sp3
(s + p + p + p).
b) CH3
+
De la Regla del Octeto: N = 14, A = 6; S = 8, # de enlaces = 4
Fórmula de Lewis, donde el “C” es el átomo central:
H C H
H
x x
x
Se observa que no se cumple la regla del octeto, ya que en realidad la
estructura sólo puede tener cuatro enlaces, el “C” pierde un electrón para que
el ión poliatómico alcance la estabilidad.
El “C” necesita tres orbitales híbridos para contener los tres átomos de H,
por lo tanto aplicando la Regla Nº 3, necesita en total tres orbitales híbridos.
La hibridación presente es sp2
(s + p + p).
c) H2CO
x
x
H C H
O
x
x
x
x
x x
El “C” necesita dos orbitales híbridos para contener los átomos de H y uno
para contener el átomo de “O” (hay que recordar que los enlaces múltiples se
cuentan como una unidad), por lo tanto aplicando la Regla Nº 3, necesita en
total tres orbitales híbridos. La hibridación presente es sp2
(s + p + p).
d) OCN –
O C N
x
x
x
x
El “C” necesita un orbital híbrido para contener el átomo de “O” y uno para
contener el átomo de “N” (hay que recordar que los enlaces múltiples se
cuentan como una unidad), por lo tanto aplicando la Regla Nº 3, necesita en
total dos orbitales híbridos. La hibridación presente es sp (s + p).

Ejemplo 2:
Indicar hibridación, geometría electrónica, geometría molecular y ángulo
aproximado para los elementos que aparecen en negrilla, completando la tabla
siguiente:
a) SCl2 ; b) CH3
+
; c) H2CO; d) OCN –
Atomo N° de
Orbitales
Necesarios
N° de
Pares de
Electrones
desapareados
HHibridació
n Geometría
electrónica
Geometría
molecular
Ángulo
aproximado
Los compuestos fueron analizados en el Ejemplo Nº 1, para completar la tabla,
columnas 2 a 4, tomamos la información obtenida. Para resolver las columnas 5
a 7, se aplican la Teoría RPECV (ver la tabla resumen).
a) SCl2
El “S” necesita cuatro orbitales híbridos, por lo tanto su hibridación es sp3
y
su geometría electrónica es tetraédrica. Aplicando la teoría RPECV, punto Nº
5, también se puede deducir, que si se toman en cuenta todos los pares de
electrones enlazantes y no-enlazantes, su geometría electrónica es tetraédrica,
ya que esta disposición permite la máxima separación posible; en cuanto a la
geometría molecular, si se hace referencia de las posiciones de los átomos y no
la de los pares enlazantes y no-enlazantes, esta resulta ser angular, otra opción
es a partir de la Tabla 1.2, de allí se obtiene que si se tienen dos pares de
electrones enlazantes y dos pares no-enlazantes, la geometría molecular es
angular. Con base en lo expuesto, el ángulo entre los orbitales híbridos es
aproximadamente de 105º.
Realizando un análisis similar a los otros compuestos, se completa la siguiente
Tabla - Resúmen: (observe que lo indicado en negrilla constituyen las
respuestas al ejercicio, la información que se requiere en la tabla).
Átomo
N° de
Orbitales
Necesarios
N° de
Pares de
Electrones
desapareados
HHibridació
n Geometría
electrónica
Geometría
molecular
Ángulo
aproximado
a) SCl2 4 2 sp
3
Tetraédrica Angular 105ª
b) CH3
+
3 0 sp
2
Trigonal
Plana
Trigonal
Plana
120º
c) H2CO 3 0 sp
2
Trigonal
Plana
Trigonal
Plana
120º
d) OCN
–
2 0 sp Lineal Lineal 180º

8. ESTRUCTURA DE HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS Y AROMÁTICOS
8.1. ESTRUCTURA DE HIDROCARBUROS ALIFÁTICOS: ALCANOS, ALQUENOS
Y ALQUINOS
• Estructura de Alcanos y Cicloalcanos
Tanto los alcanos como los cicloalcanos contienen átomos de carbono
unidos a otros cuatro átomos (carbono / hidrógeno), a través de cuatro enlaces
sigma. Todos los grupos o átomos a los cuales se enlazan presentan geometría
tetraédrica, por tanto poseen hibridación sp3
. Se estudiará la estructura de los
alcanos a través de la molécula de etano.
Estructura del etano (CH3-CH3): Los átomos de carbono con hibridación
sp3
proporcionan un modelo satisfactorio para el etano. Allí cada átomo de
carbono se encuentra en una esquina del tetraedro del otro carbono y en las
otras tres esquinas, los átomos de hidrógeno. El enlace C – C del etano es un
enlace sigma, y se forma por la superposición frontal de los orbitales sp3
de
ambos carbonos. Los enlaces C – H son también enlaces sigma y se forman por
la superposición de los orbitales sp3
del carbono y seis orbitales s del hidrógeno
(Solomons, 1995).
En la Figura 1.22, se muestra el acomodo tetraédrico de los átomos de
hidrógeno alrededor de los carbonos del etano, su representación tridimensional, así
como sus dimensiones (longitudes y ángulos de enlace).
C
C
H
H
H
H H
H
1.54 ºA
H
H
H
H
H
H
1
0
9
.
5
º
1
.
1
0
º
A
Acomodo Representación Dimensiones del etano
tetraédrico tridimensional
Figura 1.22. Estructura y dimensiones de la molécula de etano (CH3-CH3)
Los grupos unidos por enlaces sencillos como el sigma, giran de manera
libre uno con respecto al otro, debido a la simetría circular a lo largo del eje de
enlace.
En los alcanos y cicloalcanos con más de cinco átomos de carbono, los
cuatro orbitales sp3
del carbono y los enlaces sigma que resultan, están separados
entre sí por ángulos de 109.5º y dirigidos hacia los vértices de un tetraedro
regular. La longitud del enlace C – H es de 1.10 ºA y la distancia del enlace
simple C – C es de 1.54 ºA. La energía necesaria para romper homolíticamente
dicho enlace es de 88 kcal / mol.

En los cicloalcanos pequeños (Figura 1.23) con tres, cuatro y cinco
carbonos, los ángulos de enlace no forman entre sí ángulos de 109.5º, sino que
debido a la geometría de tales ciclos o anillos, sus ángulos de enlace son de 60º,
90º y 180º respectivamente.
60º
90º 108º
Ciclopropano Ciclobutano Ciclopentano
(ángulos de 60º) (ángulos de 90º) (ángulos de 108º)
Figura 1.23. Ángulos de enlace en los cicloalcanos pequeños
• Estructura de los Alquenos
Los carbonos afectados por dobles enlaces C = C (enlaces olefínicos),
tanto en alquenos, cicloalquenos o dienos, hacen uso de orbitales atómicos
híbridos sp2
para superponerse frontalmente con los tres átomos a los cuales se
les une cada carbono, formando tres orbitales moleculares de enlace sigma.
Mientras que el orbital atómico p sin hibridar, se superpone lateralmente con el
otro orbital atómico p del carbono vecino, formando un nuevo orbital molecular de
enlace p – p (enlace pi), dando origen al doble enlace carbono - carbono. (Carroz,
1997).
Se estudiará la estructura de los alquenos a través de la molécula de eteno.
Estructura del Eteno (CH2 = CH2): Los seis átomos del eteno son
coplanares y el arreglo de los átomos alrededor de cada carbono es triangular.
Proceso para obtener los átomos de carbono de hibridación sp2
En términos de la hibridación de orbitales, se muestra en el siguiente
esquema, como un electrón de un átomo de carbono en su estado fundamental (a)
asciende de un orbital 2s a uno 2p (b), luego el orbital 2s se híbrida con dos
orbitales 2p, lo que significa que uno de los orbitales 2p permanece sin hibridar
(c). En cada orbital hibridado o no, permanece un electrón.
2p 2p 2p
sp2
2s 2s
1s 1s 1s
(a) (b) (c)
Los tres orbitales sp2
hibridados se orientan hacia las esquinas de un triángulo
regular, con ángulos de 120º entre ellos. El orbital p no – hibridado permanece
perpendicular al plano del triángulo formado por los orbitales que sp2
.

Los átomos de carbono forman un enlace sigma por el solapamiento frontal de
sus orbitales sp2
, mientras que dos restantes (por cada carbono), forman también
enlace sigma por el solapamiento frontal con los dos orbitales 1s del hidrógeno
(Figura 1.24).
C C
C C
sp 2
sp 2
sp 2
pz
Átomo de C hibridado Orbitales p del C Formación del enlace pi
Figura 1.24. Representación orbital de la molécula de Eteno
Los dos orbitales p sin hibridar, conteniendo cada uno un electrón, se
sobreponen por arriba y por debajo del plano del esqueleto sigma. Esta
superposición lateral genera otro tipo de enlace covalente adicional que se conoce
como enlace pi ( π ). Este enlace es más débil que el enlace sigma, debido a la
menor superposición (Figura 1.26). El doble enlace C = C consta, por lo tanto de
un enlace sigma fuerte y un enlace pi débil. La energía total de enlace es 163
kcal/mol, mayor que la del enlace simple C – C del etano (88 kcal/mol).
La estructura mecánico - cuántica del etileno indican que la molécula de etileno
es plana (Figura 1.25), estudios con difracción electrónica y espectroscópicos
demuestran que posee ángulos de enlace muy cercanos a 120º (C – H) y 118º
(H – H). La distancia C – C es de 1.34 ºA y C – H de 1.10 ºA.
C
C
H
H
H
H
H H
1.34 ºA
C C 118º
121º
H H
Formación de la molécula Dimensiones del eteno (etileno)
Figura 1.25. Molécula de eteno
• Estructura de los Alquinos
Se estudiará la estructura de los alquinos a través de la molécula de
etino o acetileno (H – C ≡
≡
≡
≡ C – H), tomando como base la hibridación de orbitales.

En el acetileno hay que obtener una estructura en la que los átomos de
carbono compartan tres pares de electrones, es decir unidos por un triple enlace.
De acuerdo con lo estudiado anteriormente en la teoría de RPECV, al hacer la
contabilidad de orbitales híbridos necesarios para formar la estructura, el átomo de
carbono requiere de dos orbitales híbridos, por lo tanto presenta hibridación sp.
Proceso para obtener los átomos de carbono de hibridación sp
Para obtener los orbitales híbridos, tal como se muestra en el siguiente
esquema, se promueve un electrón de un átomo de carbono en su estado
fundamental (a) del orbital 2s al orbital 2p (b), luego de lo cual se hibridan para
formar dos orbitales sp, los dos orbitales 2p restantes no sufren hibridación (c).
Estado fundamental Estado de Hibridación sp
2p 2p 2p
sp
2s 2s
1s 1s 1s
(a) (b) (c)
El triple enlace C ≡ C , está constituido por un enlace sigma fuerte y dos
enlaces pi más débiles; su energía es de 198 kcal / mol, es más fuerte que el
etileno (163 kcal / mol) o el etano (88 kcal / mol).
Los orbitales sp quedan orientados en un ángulo de 180º. Los orbitales 2p
que no se hibridan permanecen perpendiculares al eje que pasa a través del
centro de los dos orbitales sp.
Para formar la molécula de acetileno, los dos átomos de carbono superponen
uno de sus orbitales sp hibridados para forma el primero de los enlaces, el sigma
(sp – sp); el otro de los orbitales lo hace con los orbitales s del hidrógeno para
producir enlaces sigma C – H (sp – s).
El eje de cada uno de los orbitales p es perpendicular al otro y al del
orbital sp, y están ocupados por un electrón desapareado. Estos dos orbitales “p
perpendiculares” no dan cuatro lóbulos esféricos, sino una sola nube electrónica
con forma de rosca. La superposición de los orbitales p de ambos carbonos
permite el apareamiento de electrones formándose dos enlaces pi, los que
forman la envoltura cilíndrica en torno a la línea de unión de los dos núcleos.
En la Figura 1.26 se muestra la formación de la molécula.

C C H
H
C C H
H
pz
pz
py
orbitales p
z
en esqueleto
H - C - C - H
traslapo
pz
C C H
H
orbitales p
y
en esqueleto
H - C - C - H
py
py
traslapo
H
H C C
orbital pi por arriba
y por abajo de la
horizontal
orbital pi sobre
y detrás del plano
H H
C
C
orbitales del
acetileno
Figura 1.26. Representación orbital de la molécula de acetileno (HC≡CH).
Fuente: Química Orgánica para estudiantes de Ingeniería. Vega J.C. 2000.
La estructura ha sido verificada mediante rayos x, difracción electrónica y
espectroscopía, las cuales indican que el acetileno es una molécula lineal; la
distancia C ≡ C es de 1.21ºA, la del C – H es 1.08 ºA, ésta es aún más corta que
el etileno. Los orbitales sp son más pequeños que los sp2
, por lo que forma
enlaces más cortos.
8.2. ESTRUCTURA DE HIDROCARBUROS AROMÁTICOS: BENCENO
Se estudiará la estructura de los hidrocarburos aromáticos a través de la
molécula del benceno.
En la representación de la molécula del benceno, cada átomo de carbono
está unido a tres átomos más, por lo tanto presenta hibridación sp2
. Como ya
se ha estudiado, la geometría de este tipo de hibridación es trigonal plana, en la
cual el átomo de carbono está en el centro y los orbitales híbridos dirigidos
hacia los vértices de un triángulo equilátero, siendo el ángulo entre los orbitales
de 120º. El proceso para obtener los átomos de carbono (seis en total) con
este tipo de hibridación es el siguiente:
2p 2p 2p
sp2
2s 2s

1s 1s 1s
En el proceso se observa que ha quedado un orbital 2p sin hibridar, el cual
contiene un electrón.
Para la formación de la molécula, debe ocurrir superposición máxima entre
los seis orbitales sp2
hibridados de los carbonos entre si (sp2
- sp2
) con seis
orbitales s del hidrógeno (sp2
- s), formándose en ambos casos enlaces sigma; se
obtiene la estructura de la Figura 1.28.
El benceno es una molécula plana, con todos los carbonos e hidrógenos en
el mismo plano. Además es simétrica, con todos los carbonos en los vértices de
un hexágono regular, cada ángulo de enlace es de 120º.
Sin embargo, aún cada átomo de carbono dispone de un cuarto orbital (2p),
el cual consiste en dos lóbulos, cada uno de los cuales se encuentra encima y
debajo del plano de los tres orbitales descritos, o sea, sobre y debajo del plano
del anillo. Estos orbitales 2p de cada carbono se superponen al correspondiente
carbono adyacente, lo que permite el apareamiento de electrones, con la formación
de un enlace pi adicional. No obstante, el orbital pi de cualquiera de los
carbonos se superpone igualmente a los orbitales de ambos carbonos unidos a él,
por lo que la estructura resultante puede formar híbridos de resonancia de dos
estructuras.
La superposición origina dos nubes pi electrónicas continuas con forma de
rosca, una encima y la otra debajo del plano de los átomos, tal como se muestra
en la Figura 1.27.
H
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
C
C
C
C
C
C
H
orbital p
sp 2 s
sp2
sp2
H
H
C
C
C
C
C
C
H
H
C
C
C
C
C
C
H C
C
C
C
C
C
H
Representación orbital Superposición de orbitales p para formar
del benceno enlaces pi ; se muestra nube de
electrones formando anillos
Figura 1.27. Representación orbital de la molécula de benceno (C6H6).
Fuente: Química Orgánica para estudiantes de Ingeniería. Vega J.C. 2000.
El anillo es plano porque los ángulos de 120º de los enlaces del carbono
calzan justamente en un hexágono regular; esta geometría trigonal plana es la
permite la superposición de los orbitales 2p en ambas direcciones.

Todos los enlaces C – C del benceno son iguales y con una longitud de
1.39ºA, por lo que son intermedios entre enlaces simples y dobles, mientras que
los enlaces C – H son de 1.10ºA, como se muestra en la Figura 1.28.
C
C
C
C
C
C
H
H
H
H
H
H
1.39 ºA
1.10 ºA
1
2
0
º
120 º
120
º
Figura 1.28. Geometría y dimensiones del benceno
9. POLARIDAD MOLECULAR Y MOMENTO DIPOLAR NETO
Una molécula es polar cuando el centro de la carga negativa no coincide con
el centro de la carga positiva. Tal molécula constituye un dipolo: dos cargas
iguales y opuestas, separadas en el espacio.
Moléculas diatómicas como: H2, O2, N2, Cl2 y Br2, formadas por átomos
idénticos, tienen momentos dipolares nulos, es decir, no son polares. Los dos
átomos idénticos de cada una de estas moléculas tienen la misma
electronegatividad y comparten los electrones por igual. Otros casos, en que una
molécula diatómica está formada por dos átomos distintos, tendrán diferentes
electronegatividades y por tanto presentarán un momento dipolar.
Ejemplo 1:
No-polar: Polar
H - H H - F
Hidrógeno, = 0 Fluoruro de hidrógeno, = 1.75 D
Sin embargo, se encuentra que varias moléculas como: CCl4, CO2, CH4,
están formadas por más de dos átomos, tienen enlaces polares, pero no tienen
momento dipolar neto.
El Momento Dipolar Neto de una molécula, corresponde a la suma de los
momentos dipolares de los enlaces individuales dentro de una molécula, los cuales
se adicionan vectorialmente.
Ejemplo 2:
σ

H H
H
H
Cl
Cl
Cl
Cl
Metano, = 0 Tetracloruro de carbono, = 0
El metano y el tetracloruro de carbono, tienen enlaces polares, ya que sus
átomos poseen electronegatividades diferentes.
En el caso del metano, la electronegatividad del carbono (EC) es similar a la
electronegatividad del hidrógeno (EH), por lo tanto, es indiferente hacia donde
apunte la dirección del vector, pero para una mejor ilustración del efecto, se dibuja
apuntando hacia el hidrógeno. Mientras que para el CCl4, la ECl es mucho mayor
a la EC, la flecha apunta al elemento más electronegativo. Sin embargo, estas
moléculas tienen forma tetraédrica, y los momentos de sus enlaces son vectores
de igual magnitud, por lo que sus efectos se anulan. La suma vectorial es cero.
Ejemplo 3:
H
H
Cl
H
Cloruro de metilo, = 1.87 D
es alta, por lo que el enlace C – Cl es muy polar, esto explica que la molécula
presente un alto momento dipolar neto.
De lo anterior, se verifica que la polaridad de una molécula no sólo depende
de la polaridad de sus enlaces individuales, sino también de sus direcciones, es
decir de la forma de la molécula.
9.1. CONTRIBUCIÓN DE LOS PARES DE ELECTRONES NO – ENLAZANTES
Los pares de electrones no – compartidos contribuyen considerablemente a
los momentos dipolares de los compuestos.
Como el carbono y el hidrógeno tienen
electronegatividades que son casi iguales, la
contribución de los tres enlaces C – H al momento
neto de la molécula es casi nulo. Sin embargo,
la diferencia de electronegatividades
electronegatividades entre el cloro y el carbono

Un par no – compartido de electrones no tiene ningún átomo unido a él que le
neutralice su carga negativa. Esta alta densidad electrónica hace que contribuya con
un momento dipolar alto, el cual está orientado hacia afuera del átomo central.
Por ejemplo, se puede observar en la Figura 1.29, cómo ejercen su efecto
los pares no – enlazantes en las estructuras del agua y del amoníaco, aunque los
momentos dipolares de los enlaces O - H y N – H, también son apreciables:
N
H H
H
O
H
H
Figura 1.29. Momento dipolar neto del NH3 y del H2O: Se muestra tanto la
dirección del momento dipolar del par no enlazante, el cual se dirige hacia él,
como el momento dipolar neto (m.d.n.) de las moléculas, también apuntan hacia
afuera de la estructura.
Los momentos dipolares de la mayoría de los compuestos no han sido
medidos nunca, es decir no son datos experimentales; para estas sustancias se
debe predecir “cualitativamente” la polaridad con base en sus estructuras. Con los
valores de electronegatividad, se puede estimar la polaridad de los enlaces; con
los ángulos de enlace, se puede estimar la polaridad de las moléculas,
considerando también los pares de electrones no – enlazantes. (Morrison, 1990).
10. FUERZAS INTERMOLECULARES: INTERACCIÓN DIPOLO-DIPOLO, PUENTE
DE HIDRÓGENO, FUERZAS DE VAN DER WAALS
Como se estudió en los puntos precedentes, los enlaces internos de los
iones y las moléculas, como el enlace iónico y covalente son interacciones muy
poderosas. En el caso de las sustancias moleculares, los enlaces covalentes
determinan la reactividad química.
Además de estos enlaces internos de las moléculas, hay otras fuerzas de
atracción más débiles que existe entre átomos neutros y moléculas, las cuales los
mantienen unidos. Estas fuerzas intermoleculares débiles, son las
determinantes de las propiedades físicas de estos compuestos.
Hay dos clases de fuerzas Intermoleculares: Interacciones Dipolo – Dipolo
y Fuerzas de Van der Waals.
• Interacciones Dipolo – Dipolo: Es la atracción que ejerce el extremo
positivo de una molécula polar por el negativo de otra semejante, por el
efecto de la atracción electrostática entre los dipolos. Como resultado de
esta interacción dipolar, las moléculas polares generalmente se unen entre
mdn
= 1.46 D = 1.84 D
mdn

sí más firmemente que las no – polares de masa molecular comparable;
esta diferencia en la intensidad de las fuerzas intermoleculares influye en
las propiedades físicas (puntos de fusión y ebullición) de estos
compuestos que tienden a ser más altos que las de las sustancias no –
polares.
Estas fuerzas son más débiles que la existente entre iones de carga
opuesta, debido a que sólo hay cargas parciales sobre los extremos de los
dipolos, además de esto, los átomos y las moléculas están en constante
movimiento y los choques impiden a los dipolos llegar a estar perfectamente
alineados, y por último, hay fuerzas de repulsión entre los extremos de los
dipolos de igual carga.
Las interacciones dipolares tienen solamente cerca del 1% de la
intensidad de los enlaces iónicos y covalentes.
Puente de Hidrógeno: Un tipo de atracción dipolo – dipolo particularmente
fuerte es el enlace por Puente de Hidrógeno.
Es un tipo de atracción en el cual un átomo de hidrógeno hace de
puente entre dos átomos fuertemente electronegativos: O, N, F, sujetando a
uno con un enlace covalente y al otro con fuerzas puramente electrostáticas.
Estos tres elementos son suficientemente negativos para hacer al
hidrógeno muy positivo y de allí que exista la atracción necesaria.
Los enlaces de hidrógeno son los tipos más importantes de fuerzas de
atracción débiles. Su intensidad es cerca de 5 a 10% del enlace covalente
ordinario (el enlace covalente tiene una fuerza aproximada de 50 – 100 kcal /
mol).
En las fórmulas, los enlaces por puentes de hidrógeno se indican
generalmente por una línea de puntos, como se indica:
δ -
δ +
δ -
δ +
Z – H Z – H donde: Z = O, N, F
= puente de hidrógeno
Los puentes de hidrógeno explican el hecho de que aún cuando algunos
compuestos poseen la misma masa molecular, poseen puntos de ebullición
diferentes; por ejemplo, el alcohol etílico tiene una temperatura de ebullición
mucho más alta ( +78.5 ºC) que el éter dimetílico (-24.9 ºC); esto se debe a
que las moléculas de alcohol etílico, tienen un átomo de hidrógeno unido
covalentemente a un átomo de oxígeno y pueden formar puentes de
hidrógeno entre sí:
H etc....
CH3 – CH2
O – H O etc.....
CH2 – CH3
etc….

En cambio, las moléculas de éter dimetílico (CH3 – O – CH3), debido a
que carecen del átomo de hidrógeno unido a un átomo fuertemente
electronegativo, no pueden formar enlaces de hidrógeno entre sí. En el éter
dimetílico, las fuerzas intermoleculares son interacciones dipolo – dipolo más
débiles. (Solomons, 1995).
• Fuerzas de Van der Waals: Son fuerzas de atracción entre las
moléculas no – polares. Su origen se atribuye al movimiento desordenado
de los electrones en el átomo o molécula.
Este movimiento desordenado de los electrones hace que en un instante
en particular se originen dipolos temporales, debido a que la carga no se
distribuye con uniformidad. Estos dipolos temporales se atraen uno a otro
brevemente antes de desaparecer. Aunque las atracciones pueden ser
bastante fuertes, su duración es muy corta, y la atracción promedio, en un
período de tiempo, es generalmente pequeña. El resultado neto es su
existencia entre las moléculas no – polares, y en consecuencia hacen posible
la existencia de sus estados líquido y sólido.
La intensidad total de las fuerzas de Van ser Waals depende de varios
factores, incluyendo la forma, masa y tamaño de las moléculas.
11. PROPIEDADES FÍSICAS: PUNTO DE FUSIÓN, PUNTO DE EBULLICIÓN,
SOLUBILIDAD.
• Punto de Fusión de un sólido cristalino se define como la temperatura
a la cual los estados sólido y líquido de dicha sustancia se encuentran
en equilibrio, a presión atmosférica.
En un sólido cristalino las partículas que actúan como unidades estructurales
“iones o moléculas”, se encuentran ordenadas de una forma muy regular y
simétrica; hay un modelo geométrico que se repite en el cristal.
Un compuesto iónico forma cristales en los que las unidades
estructurales son iones, como por ejemplo el CH3COONa. En éstos las
fuerzas que mantienen juntos a los iones en el estado cristalino son las
fuerzas de la red electrostática que actúan entre los iones negativos y
positivos en la estructura ordenada del cristal, las cuales son poderosas.
En la Figura 1.30, se muestra la fusión del acetato de sodio; por ejemplo,
cada ión de sodio está rodeado por iones acetato de carga negativa, y
cada ión acetato está circundado por iones sodio positivo (arriba, abajo, uno
a cada lado, uno al frente y otro detrás). Se requiere de una gran cantidad
de energía térmica para abatir la estructura ordenada del cristal a la
estructura abierta, desordenada del líquido. Como resultado, la temperatura
a la que se funde el acetato de sodio es muy alta: 324 ºC.

+
-- --
+
-- --
+ +
+ +
-- --
+
-- --
-- --
+
+
+
+
--
--
+
--
Figura 1.30 Fusión de un cristal iónico (CH3COONa)
Los cristales de otros compuestos iónicos son semejantes a los del
acetato de sodio, aunque puede ser diferente la disposición geométrica. En
consecuencia, éstos también tienen puntos de fusión elevados.
Muchas moléculas contienen tanto enlaces iónicos como covalentes:
el nitrato de potasio, KNO3, por ejemplo, está formado por iones K +
y NO3
–
;
los átomos de oxígeno y nitrógeno del ión NO3
–
se mantienen unidos por
enlaces covalentes. Las propiedades físicas de compuestos como este
están determinadas en gran medida por enlaces iónicos.
Un compuesto no – iónico, es aquél cuyos átomos se mantienen unidos
entre sí por enlaces covalentes, forma cristales en los que las unidades
estructurales son moléculas. Para que ocurra la fusión, deben ser
superadas las fuerzas que mantienen juntas a estas moléculas; en general,
estas fuerzas intermoleculares son muy débiles, comparadas con las fuerzas
que unen los iones. Por ejemplo, el metano (CH4) funde a - 183 ºC.
(Morrison, 1990).
• Punto de Ebullición: La temperatura de ebullición de un líquido, es la
temperatura a la cual la presión de vapor del líquido iguala a la presión
atmosférica que actúa sobre él. Debido a esto, las temperaturas de
ebullición de los líquidos dependen de la presión, y siempre se reportan
a una presión específica, como por ejemplo, a 1 atmósfera.
De lo anterior se deduce que esta temperatura es directamente
proporcional a una presión determinada. Una vez que se alcanza esta
temperatura, permanece constante.
Para que una sustancia alcance la ebullición, es necesario que la
energía térmica que absorben las partículas por efecto del calor
suministrado, supere las fuerzas de atracción que las mantiene en estado
líquido. En este sentido, se explica por qué algunas sustancias se
descomponen antes de ebullir, como por ejemplo, los compuestos orgánicos
iónicos los cuales requieren de una alta energía térmica para separar por
completo los iones.
Na
+
CH3COO -
Fusión

Los compuestos no – polares, cuyas fuerzas intermoleculares son muy
débiles, por lo general hierven a temperaturas bajas, incluso a presión de
una atmósfera. Sin embargo, esto no es siempre cierto debido a otros
factores: efectos de la masa y el tamaño molecular. Las moléculas más
pesadas requieren mayor energía térmica para adquirir velocidades
suficientemente grandes para escapar de la superficie del líquido y debido a
que sus áreas superficiales comúnmente son mucho mayores, también las
fuerzas de atracción intermolecular de Van der Waals son más grandes.
Para disminuir el punto de ebullición de compuestos orgánicos y así
minimizar su descomposición, se destilan a presión reducida.
Los líquidos cuyas moléculas se mantienen unidas por puentes de
hidrógeno se denominan líquidos asociados. La ruptura de estos enlaces
requieren una energía considerable, por lo que un líquido asociado tiene un
punto de ebullición que es muy elevado para un compuesto de su masa
molecular y momento dipolar. (Morrison, 1990).
• Solubilidad: es la cantidad de una sustancia que podría disolverse en
otra para formar una solución saturada bajo condiciones especiales de
temperatura y presión. Las solubilidades se expresan como moles de
soluto por cien gramos de solvente, o como masa del soluto por unidad
de volumen de solvente.
Las fuerzas intermoleculares explican fundamentalmente la solubilidad de
las sustancias.
La estructura cristalina ordenada de este sólido se destruye, y el
resultado es la formación de un acomodo más desordenado de las
moléculas (o iones) en solución.
Si se considera la disolución de una sustancia iónica, tanto la energía
de la red cristalina como las atracciones interiónicas son grandes. Sólo el
agua y otros solventes muy polares son capaces de disolver
compuestos iónicos. En cuanto al agua se debe a su alta polaridad, y a
que es capaz de formar puentes de hidrógeno fuertes (contiene el grupo
OH). Estas sustancias disuelven los compuestos iónicos por hidratación o
solvatación.
En una solución, cuando cada ión está rodeado por las moléculas de
disolvente, se dice que está solvatado y si el disolvente es agua, se dice
que está hidratado.
En los compuestos no – iónicos, las características de solubilidad están
determinadas fundamentalmente por su polaridad. Una regla práctica útil en
la predicción de la solubilidad es: “una sustancia disuelve a otra similar”
o “lo igual disuelve a su igual”.
De lo anterior, los compuestos iónicos y polares tienden a disolverse
en disolventes polares. En general, los líquidos polares son miscibles

entre sí. Los sólidos no – polares comúnmente son solubles en
disolventes no – polares y los líquidos no – polares son miscibles entre sí.
La razón de ello es comprensible: si se entiende que cuando se mezclan
sustancias de polaridades similares, las “nuevas” fuerzas intermoleculares que
se forman en la solución, son muy semejantes a las que existen en las
sustancias separadas.
Guía para la solubilidad en agua
En general, los químicos orgánicos definen como un compuesto soluble
en agua si por lo menos tres (3) gramos del compuesto orgánico se
disuelven en cien (100) mililitros de agua. Hay que señalar que para los
compuestos que contienen átomos de nitrógeno u oxígeno y, por tanto,
son capaces de formar puentes de hidrógeno, se aplican los siguientes
lineamientos aproximados:
Átomos de Carbono Solubilidad en agua
1 a 3 Solubles
4 a 5 Parcialmente Solubles
6 o más Insolubles
(Solomons, 1995).
12. EJEMPLOS VARIOS
1. Se tienen los siguientes compuestos orgánicos de masa molar
semejantes:
CH3CH(OH)CH2CH3 CH3(CH2)3CH3 CH3CH2COOH CH3COCH2CH3
M = 74 g/mol M = 72 g/mol M = 74 g/mol M = 74 g/mol
a) ¿Qué tipo de fuerza intermolecular presenta cada uno de ellos?.
b) ¿Cuál compuesto es el más polar?. ¿Cuál es el más volátil?.
c) De acuerdo con lo analizado en los puntos a y b, asigne a cada uno
de ellos, el punto de ebullición correspondiente: 80°
C, 100 °
C, 36°
C, 141°
C.
d) ¿Cuáles son solubles en agua?.
EXPLICAR EN CADA CASO.
Solución:
Como primer paso, es recomendable realizar la representación de los
compuestos para estudiar sus estructuras, en vista de que si se conoce ésta,
podemos predecir sus propiedades:
Representación de las estructuras de los compuestos:

CH CH 2
CH3
CH CH 2
2
CH CH
2 3
CH3
O H
CH3
x
x
x
x
2 – butanol n - pentano
CH3
CH C
2
O
O H
x
x
x
x x
x
x
x
O
CH3
C 2
CH3
CH
x
x
x
x
ácido propanoico etil-metilcetona
Se hace el siguiente análisis en función de sus estructuras:
Compuesto Tipo de Fuerza
Intermolecular (a)
Polaridad (b) Solubilidad en agua
(d)
CH3CH(OH)CH2CH3
Puente de hidrógeno,
por tener un átomo
de “H” unido a un
átomo de “O”.
Es polar, el átomo
de “O” posee dos
pares de electrones
no enlazantes que
contribuyen al
momento dipolar de
la molécula.
Parcialmente soluble,
posee cuatro átomos
de “C”.
CH3(CH2)3CH3
Van der Waals,
molécula no-polar, por
tener sus “C” arreglo
tetraédrico.
No polar, por su
arreglo tetraédrico,
por lo tanto es el
más volátil.
Insoluble en agua,
por ser no-polar.
CH3CH2COOH
Dos tipos: Puente de
hidrógeno por tener
“H” unido a “O” y
Dipolo-dipolo, por
poseer dos átomos
de “O”, cada uno de
los cuales con dos
pares de electrones
no-enlazantes,
contribuyendo a la
formación del dipolo.
Posee dos átomos
de “O”, cada uno de
los cuales con dos
pares de electrones
no-enlazantes, por lo
tanto es el más
polar.
Es soluble, por ser
polar.
Dipolo-dipolo, por
poseer un átomo de
“O”, con dos pares
Polar, por presentar
fuerzas Intermolecu-
lares dipolo-dipolo.
Es soluble, por ser
polar.

CH3COCH2CH3
de electrones no-
enlazantes.
(No posee puente de
hidrógeno, por no
tener un átomo de
“H” unido direc-
tamente al átomo de
“O”).
c) Con base en el análisis anterior, para asignar los puntos de ebullición, se
deben considerar las intensidades de la fuerzas intermoleculares, ya que
éstas son las determinantes de las propiedades físicas. El orden de
intensidades es: puente de hidrógeno dipolo-dipolo fuerzas de Van der
Waals, por lo tanto, los puntos de ebullición serán:
CH3CH2COOH CH3CH(OH)CH2CH3 CH3COCH2CH3 CH3(CH2)3CH3
141ºC 100ºC 80ºC 36ºC
2. La molécula de PF3 tiene un momento dipolar de 1.03 D, pero el SiF4
tiene un momento dipolar de cero. ¿Cómo puede explicar esta
diferencia?.
Solución:
De acuerdo con lo estudiado, se realiza el siguiente análisis:
Analizando el PF3 Analizando el SiF4
Su estructura es: Su estructura es:
N = 32, A = 26, S = 6, N = 40, A = 32, S = 8,
Número de enlaces = 3 Número de enlaces = 4
Si
F
F
F
F
F P F
F
x
x
x x
x
F
F Si F
F
x x
x
x
Representación de las formas de las moléculas
P
F F
F
m.d.n. ó

µ = 1.03 D µ = 0
Para el PF3: tiene forma trigonal piramidal, posee un par de electrones no –
compartido en una de las posiciones del tetraedro, éste ocupa un orbital sp3
y
contribuye con un momento dipolar alto en dirección opuesta al momento neto
de los enlaces “P – F”, los cuales apuntan hacia el “F” por ser el más
electronegativo, el resultado es que los momentos contrarios son de
aproximadamente la misma magnitud, por lo tanto no se anulan, el resultado es
que la molécula tiene momento dipolar neto (nada anula un par de electrones
no – enlazantes excepto otro par de electrones no – enlazantes).
Para el SiF4: es una molécula tetraédrica con el átomo central “Si”
simétricamente rodeado de los cuatro átomos de “F”, la dirección de los
momentos dipolares “Si – F” apuntan hacia el “F” por ser más electronegativo
que el Si; debido a su forma estos dipolos de los enlaces individuales se
anulan, y la molécula no tiene momento dipolar neto.
3. Es soluble el CH4 en CCl4?, ¿y en H2O?.
Solución:
El metano es soluble en tetracloruro de carbono, debido a que ambos
compuestos son no – polares, de acuerdo con la regla de la solubilidad.
Las fuerzas que mantienen unidas las moléculas de CH4 entre sí, como las
del CCl4, van a ser reemplazadas por fuerzas similares: las que van a unir a
las moléculas del CH4 al CCl4 .
El CH4 es apreciablemente insoluble en agua, cuyas moléculas muy polares
se atraen mutuamente por interacciones dipolares considerables, como son los
puentes de hidrógeno. Sólo podría haber fuerzas atractivas muy débiles entre
las moléculas de agua (polar) y las del CH4 (no - polar).
4. ¿Es soluble el CH3OH en H2O?.
Solución:
Ambos tipos de moléculas son muy polares, por lo tanto son solubles en
cualquier proporción. Las nuevas fuerzas de atracción son tan fuertes como
las que reemplazan y, en este caso, los dos compuestos entre sí pueden
formar puentes de hidrógeno:
CH3 – CH2 – O H – O – H
|
H

5. ¿Es soluble el CH3(CH2)9OH (alcohol decílico) en H2O?.
Solución:
El alcohol decílico con su larga cadena de carbonos (diez átomos de
carbono), es apenas soluble en agua.
¿A qué se debe esta propiedad? La cadena de carbonos larga de este
alcohol es hidrófoba (hidro: agua, fóbico: teme, evita - “que evita el agua). El
grupo OH que es la parte hidrófila (fila: que ama o busca, - “que busca el agua),
constituye una parte muy pequeña de la molécula.
De lo anterior se deduce que, a medida que aumenta de tamaño el grupo
hidrófobo, disminuye la solubilidad en agua.
Alcohol decílico
CH3 – CH2-– CH2– CH2– CH2– CH2– CH2– CH2– CH2– CH2– OH
Parte hidrofóbica Grupo
Hidrofílico
13. AUTOEVALUACIÓN
1. Señale si son verdaderas (V) o falsas (F) las siguientes expresiones. Explicar
BREVEMENTE.
a) Partiendo de la fórmula estructural de un compuesto orgánico, podemos
obtener información acerca de sus propiedades físicas y químicas._____.
b) El cloruro de berilio (BeCl2) presenta enlace iónico_____.
c) El nitrógeno del KNO3, presenta hibridación sp2
, geometría electrónica
trigonal plana y geometría molecular trigonal piramidal.______.
d) Los compuestos que presentan fuerzas intermoleculares tipo Van der
Waals siempre tendrán puntos de ebullición bajos_____.
e) El CH3

presenta hibridación sp3
, geometría electrónica tetraédrica y
geometría molecular trigonal piramidal.____.
f) El metano es soluble en agua_____.
g) El CH3OCH3 presenta momento dipolar neto______.
h) El HF es un líquido asociado_____.
2. Para cada una de las siguientes moléculas: NF3, BF3.
a) Dibuje una fórmula puntual de Lewis
b) Compare las geometrías. Explique las diferencias en términos de la
teoría de RPECV.
3. Prediga la geometría electrónica, geometría molecular y ángulos de enlace
aproximados, para cada una de las moléculas / iones siguientes. Responder
en la Tabla. (Sugerencia: representar estructuras de Lewis, ver ejemplo 2).
a) PO4
—3
b)OF2 c) CS2 d) BH4
—
e) NH2
—
f) NO2
+
g) H2S
Dar la respuesta en la siguiente Tabla de Resultados:
Átomo
Central
Orbitales
necesarios
Pares de e-
desapareados
Hibridación Geometría
electrónica
Geometría
molecular
Ángulo
aproximado

4. Al emplear NOX como representación general para NOF, NOCl, y NOBr,
construya las fórmulas desarrolladas de estas moléculas. Prediga la
hibridación del átomo N central de estas moléculas. Explique por qué los
ángulos O – N – X aumentan en el orden de 110º para X = F, 116º para X =
Cl, 117º para X = Br.
5. Dos de los iones siguientes son planares triangulares y dos son piramidales:
SO3
2 –
, SiO3
2 –
, BO3
3 –
y PO3
–
. Indique cuáles son. ¿Cuáles son las
hibridaciones de los átomos centrales?. Prediga ángulos de enlace O – X –
O para cada una.
6. Prediga la hibridación y los ángulos aproximados de enlace para cada
átomo de carbono y oxígeno en las siguientes moléculas:
a) CH3CH2OH; b) CH3COCH3 c) CH3CHCHCCH;
d) CH3CH2OCH2CH3 e) CH2CCHCH3
7. Las tres especies NH2
–
, NH3, y NH4
+
, tienen ángulos de enlace H – N – H
de 105°
, 107°
, y 109°
, respectivamente. Expl ique esta variación en el
ángulo de enlace.
8. ¿Cuáles de las siguientes moléculas son polares y por qué?.
a) CH4, b) CH3Br, c) CH2Br2, d) CHBr3, e) CBr4
9. ¿Cuáles de las siguientes moléculas tienen momentos dipolares iguales a
cero?. Explique por qué.
a) SO3, b) IF, c) Cl2O, d) O3, e) AsCl3.
10. ¿Cómo es la polaridad del PH3 en comparación con la del NH3?; ¿Y la
del PF3 en comparación con la del NF3? En cada caso explicar ¿por qué?.
11. Explicar la diferencia entre los puntos de ebullición de:
CH3 – N –CH3 CH3CH2 – N – CH3 CH3CH2CH2 – N – H
| | |
CH3 H H
Trimetilamina Etilmetilamina Propilamina
p.e. 3,5 °
C p.e. 37°
C p.e. 49°
C
12. Para los compuestos: F2, HF, BrCl, CH4, CHCl3, CH3OH
a) ¿Cuáles tienen enlaces polares?.
b) ¿Cuáles son moléculas polares?.
c) ¿Cuáles son moléculas no-polares?.
d) ¿Cuáles son solubles en agua?.
e) ¿Cuáles son solubles en tetracloruro de carbono?.
f) ¿Qué tipo de fuerza intermolecular presentan?.
g) ¿Cuáles son líquidos asociados?.

h) ¿Cuál presentará mayor punto de ebullición?.
i) ¿Cuál presentará menor punto de ebullición?.
Explicar en cada caso.
Sugerencia: para presentar los resultados elaborar una tabla resumen.
13. Señale para cada par de compuesto, ¿cuál posee el mayor punto de
ebullición y cuál es el más volátil?. EXPLICAR.
a) CH3(CH2)4CH3 y CH3(CH2)3CH3
M = 86 g/ mol 72 g / mol
b) CH3(CH2)3CH3 y CH3CH2CH2CHO
M = 72 g / mol 72 g / mol
14. ¿Cuáles de las siguientes sustancias pueden ser solubles en agua o en
tetracloruro de carbono?.
a) CH3OH, b) CH3COONa, c) CH3CH2CHCH2, d) KBr.

Unidad I. ESTRUCTURA Y PROPIEDADES DE LAS MOLÉCULAS

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