7.3: Las formas de las moléculas

La ubicación en el espacio tridimensional del núcleo de cada átomo en una molécula define la forma molecular o geometría molecular. Las formas moleculares son importantes para determinar las propiedades macroscópicas como los puntos de fusión y ebullición, y para predecir las formas en que una molécula puede reaccionar con otra. Hay varios métodos experimentales disponibles para encontrar geometrías moleculares, pero no los describiremos aquí. En su lugar, nos concentraremos en varias reglas basadas en diagramas de Lewis que le permitirán predecir formas moleculares.

Para proporcionar casos específicos que ilustren estas reglas, se muestran modelos de “bola y palo” para varios tipos diferentes de geometrías moleculares en la Tabla\(\PageIndex{1}\). Los átomos (esferas) en cada modelo de bola y varilla se mantienen unidos por enlaces (palos). Estos enlaces de pares de electrones determinan las posiciones de los átomos y, por lo tanto, la geometría molecular.

Tabla\(\PageIndex{1}\): Diferentes geometrías moleculares

La fórmula A es el átomo central B es el átomo de enlace N es un par no compartido	Forma	Nombre de la estructura	Ejemplo	Ángulo de enlace (grados)
AB 4		tetraédrico		109
AB 3 N		piramidal trigonal		109
AB 3		plano trigonal		120
AB 2 N 2		doblado		109
AB 2		lineal		180
AB 2 N	La estructura bidimensional de H 2 O muestra una O central unida a dos H formando una estructura general en forma de V.	doblado		120
AB 5		bipirimidal triangular		120, 90
AB 6		octaédrico		90

En cada una de las moléculas mostradas en\(\PageIndex{1}\) la Tabla los enlaces de pares de electrones están dispuestos de manera que se eviten entre sí en el espacio en la mayor medida posible. Esto puede entenderse en términos de la repulsión entre nubes de electrones debido a sus cargas similares. Durante la década de 1950 el australiano R. S. Nyholm (1917 a 1971) y el canadiense R. J. Gillespie (1924 a) resumieron este comportamiento en términos de la teoría v alence- s hell- e lectron- p air r epulsión (VSEPR). La teoría VSEPR establece que, debido a sus repulsiones mutuas, los pares de electrones de valencia que rodean a un átomo permanecen lo más lejos posible unos de otros.

Un modelo simple para demostrar el comportamiento de los pares de electrones bajo la influencia de su repulsión mutua es proporcionado por un conjunto de globos esféricos de igual tamaño. Es un modelo que puedes hacer fácilmente por ti mismo. Si, digamos, cuatro globos están atados entre sí de manera que se aprietan entre sí con bastante fuerza, inevitablemente adoptan la disposición tetraédrica que se muestra para CH ₄ en la Tabla\(\PageIndex{1}\). Si bien es posible aplanar los globos sobre una mesa hasta que todos estén en el mismo plano, invariablemente vuelven a la configuración tetraédrica en cuanto se elimina la presión. Se encuentra un comportamiento similar si dos, tres, cinco o seis globos están fuertemente atados entre sí, excepto que en cada caso se adopta una forma estable diferente una vez que los globos se dejan solos.

Dado que todas las formas descritas en Table se repiten\(\PageIndex{1}\) constantemente en las discusiones químicas, vale la pena poder recordarlas y sus nombres sin dudarlo. Para ello discutiremos la geometría de cada una de las cinco moléculas. La tabla anterior tiene versiones giratorias de cada una de estas moléculas. Usa tu mouse para rotar cada uno de ellos a medida que se discuten.

• En BeH ₂ el átomo central de Be tiene sólo dos pares de electrones en su caparazón de valencia. Estos están dispuestos en lados opuestos del átomo Be en línea recta, y unen los dos átomos al átomo Be. Así, los tres núcleos están todos en línea recta, y el ángulo H―Be-H es de 180°. Se dice que una molécula como BeH ₂, cuyos átomos se encuentran todos en la misma línea recta, es lineal. En _BCl3 los tres pares de electrones de valencia, y de ahí los tres núcleos de Cl, están dispuestos en un triángulo equilátero alrededor del átomo B. Cada ángulo Cl―B―Cl es 120° y los cuatro núcleos (B incluido) se encuentran en el mismo plano. Se dice que los tres átomos de Cl están dispuestos trigonalmente alrededor de B.
• En CH ₄ los cuatro núcleos H se encuentran en las cuatro esquinas de una figura geométrica llamada tetraedro. Un tetraedro tiene seis bordes iguales, cuatro caras triangulares equiláteros y cuatro esquinas idénticas (ápices). El núcleo C se encuentra en el centro exacto del tetraedro, equidistante de cada esquina. Todos los ángulos H-C—H son iguales, es decir, 109.5°. Este ángulo importante se llama el ángulo tetraédrico. Se dice que los cuatro átomos de H están dispuestos tetraédricamente alrededor del átomo de C. Esta disposición tetraédrica es la más importante de las descritas en la Tabla 1.
• En PF ₅ los cinco núcleos F están dispuestos en las esquinas de una bipirámide trigonal. Como se dibuja en la figura, un átomo de F se encuentra directamente por encima del átomo de P y uno directamente debajo. Los tres átomos de F restantes están dispuestos en un triángulo alrededor de la mitad de la P. Algunos de los ángulos F — P―F son de 90°, mientras que otros son de 120°.
• En SF ₆ los seis átomos F están dispuestos en las esquinas de un octaedro. Un octaedro tiene doce bordes, ocho caras triangulares equiláteros y seis esquinas idénticas. El nombre octaedro se deriva de las ocho caras, pero suelen ser las seis esquinas de esta figura las que son de interés para los químicos. Así habrá que recordar que una disposición octaédrica involucra seis átomos, no los ocho que el nombre parece implicar.
• En SF ₆ los seis átomos de F están dispuestos octaédricamente alrededor de la S. Todos los ángulos F ―S―F son de 90°. Los arreglos octaédricos son bastante comunes en química. En cristales de LiH y NaCl, por ejemplo, seis aniones están dispuestos octaédricamente alrededor de cada catión, mientras que seis cationes están dispuestos octaédricamente alrededor de cada anión.