TEMA 8 GEOMETRÍA DE LAS MOLÉCULAS E IONES Cuando se considera el enlace según la teoría de OM o del EV se comienza por establecer la geometría de las moléculas. La descripción de la estructura molecular en términos de los orbitales híbridos del átomo central es, usualmente, una explicación retrospectiva en vez de de predictiva. Para el químico inorgánico es del máximo interés disponer de una teoría sencilla que se pueda utilizar para hacer predicciones.
Forma de las moléculas e iones e iones que sólo contienen enlaces sigma Si un átomo central se enlaza con otros, es razonable esperar que los enlaces del átomo central se encuentren tan separados como les sea posible con el fin de reducir las repulsiones electrostáticas entre las regiones densas en electrones que constituyen los enlaces. Para una molécula triatómica, como BeCl 2, una configuración lineal Cl-Be-Cl hará mínima la repulsión entre los electrones de los enlaces Be-Cl. De forma semejante, cuando hay tres átomos unidos, como en el BCl 3, la forma que se ha de esperar para la molécula es la de un triángulo equilátero con ángulos Cl-B-Cl de 120. La tabla 3.2 muestra las configuraciones previstas para moléculas de los tipo AB n. En cada caso la configuración es la de simetría más elevada.
Si hay unido al átomo central más de un tipo de átomos, la configuración se hace menos simétrica, aunque retiene la forma básica mostrada en la tabla. Si el enlace A-X de una molécula AB n X m es más corto y fuerte que el enlace A- B, la densidad electrónica que rodea a A en la dirección X es mayor que en la dirección B. En consecuencia, los ángulos BAB se cierran y los XAX se abren en comparación con los valores dados en la tabla 3.2 para los casos AB n simétricos. En un compuesto particular no siempre es obvio determinar en qué dirección va a tener lugar la distorsión de la configuración simétrica. Longitudes de enlace, polaridades de enlace y efectos estéricos, pueden todos entrar en juego con tendencias en direcciones opuestas. El caso más importante de distorsión por una sustitución asimétrica es cuando un átmo sustituyente se reemplaza por un par de electrones no compartidos del átomo central. El amoníaco, NH 3, no es una molécula plana triangular, sino piramidal con un ángulo H-N-H de 107. Este ángulo está próximo al valor tetraédrico y si se cuentan los electrones del nitrógeno se verá que hay un par de electrones solitario o no compartido, además de los tres pares de enlace. Estos cuatro pares de electrones adoptan una disposición tetraédrica, como en el CH 4, demostrando que el par solitario se puede considerar como localizado en una dirección particular del espacio. Asi, el amoníaco es un caso extremo de teraedro sustituido asimétricamente, AB 3 X, más bien que una especie triangular AB 3. Como dicho par solitario es atraído sólo por el núcleo del átomo central, en vez de estar sometido a los campos de los dos núcleos, como lo está un par enlazante, su densidad electrónica se concentra cerca del núcleo central, como en la figura 3.20. Así, los electrones del par solitario ejercen un mayor efecto de repulsión que los pares de electrones enlazantes y los ángulos de enlace tienden a cerrarse cuando hay presente un par solitario. Si la isomería geométrica lo permite, los pares solitarios tenderán a separarse lo máximo que les sea permitido.
Cuando se tienen en cuenta los pares solitarios, la estructura de cualquier especie con enlaces sigma se puede formular en términos de dos reglas sencillas: 1.- La forma básica de una molécula o ión depende del número de pares de electrones que rodean al átomo central (pares solitarios más pares de enlace) y es la que se deduce de la tabla 3.2, dando por entendido que los pares solitarios ocupan posiciones en el espacio. 2.- Las repulsiones decrecen en el orden: par solitario par solitario > par solitario par de enlace > par de enlace par de enlace, de donde resulta que: (a) los pares solitarios tienden a separarse uno de otro tanto como les sea posible y (b) los ángulos de enlace se cierran en comparación con los de la tabla 3.2 para la estructura del mismo número total de pares de electrones. En la tabla 3.3 se han tabulado algunos casos que se discuten a continuación. Se emplea el símbolo E para representar un par solitario de electrones.
Formas de especies con tres pares de electrones alrededor del átomo central La figura 3.21 muestra el caso en que hay tres pares de electrones en la capa de valencia. Cuando uno de estos pares no está compartido, resulta la molécula con forma de V de la figura 3.21(b).No hay ningún método experimental para determinar la posición de los pares solitarios. Las posiciones de los átomos se pueden determinar pero las posiciones de los electrónicos se deben deducir a partir de las estructuras resultantes.
Formas de especies con cuatro pares de electrones alrededor del átomo central El metano, CH 4, y los otros terahidruros de los elementos del grupo del carbono son teraedros regulares como los de la figura 3.22a, con ángulos de enlace de 109 28. En el amoníaco, una posición está ocupada por el par solitario de electrones y la forma molecular es la pirámide trigonal de la figura 3.22b, con el ángulo H-N-H de 107 18 debido a la repulsión del par solitario. El agua tiene en el átomo de oxígeno dos pares de lectrones sin compartir, así que la molécula es en forma de V como se representa en la figura 3.22c y la repulsión incrementada reduce el ángulo H-O-H a 104 30.
Formas de especies con cinco pares de electrones alrededor del átomo central Cuando hay cinco pares de electrones alrededor del átomo central la forma básica es una bipirámide trigonal. Si está presente un par solitario, se podría situar en una situación polar (B ) y daría AB 3 B E o en una posición ecuatorial (B) dando la configuración AB 2 B 2 E. El factor dominante es la reducción en las repulsiones debido al paso de tres a dos interacciones a 90, y la posición ecuatorial del par solitario es la preferida. El TeCl 4 es un tetraedro distorsionado con la configuración AB 2 B 2 E. Cuando se encuentran presentes dos pares solitarios en la bipirámide trigonal don tres las posibles configuraciones (AB 3 E 2, ABB 2 E 2 y AB 2 B E 2 ). La elección de cuál de estas configuraciones se ha de adoptar es dudosa. En el único caso decidido experimentalmente, el del ClF 3, los pares solitarios son ecuatoriales con la disposición ABB 2 E 2, dando una molécula en forma de T. Cuando hay presentes tres pares solitarios, son de nuevo posibles varias configuraciones distintas pero la única encontrada hasta la fecha es la disposición AB 2 E 3, con todos los pares solitarios ecuatoriales, dando una molécula lineal.
Formas de especies con seis pares de electrones alrededor del átomo central Si hay seis pares de electrones alrededor del átomo central, la forma básica es el octaedro regular. En este caso, al contrario que en la bipirámide trigonal, todas las posiciones son equivalentes y todos los ángulos A-B-A son de 90. Si hay un par sin compartir, la estructura se convierte en una pirámide cuadrada. Cuando hay dos pares solitarios, la configuración que hace menor la interacción par solitario par solitario es la plano cuadrada en donde los pares solitarios están en posición trans uno con otro, formando un ángulo de 120.
REGLAS PARA DETERMINAR LA FORMA DE LAS MOLÉCULAS E IONES 1.- Se determina el número de pares de electrones del átomo central sumando al número de electrones de valencia de dicho átomo un electrón por cada enlace (este es el electrón con que contribuye el segundo elemento al enlace), más un electrón por cada carga negativa, o menos uno por cada carga positiva. 2.- Se deduce entonces la forma a partir de los casos recopilados en las Tablas 3.2 y 3.3. Se pueden añadir otras dos reglas para compuestos de clases especiales: 3.- Cuando hay presente un enlace coordinado, se agregan dos electrones al total de los que rodean al átomo central, puesto que el átomo o grupo dador es el que aporta los dos electrones del enlace.
Forma de las moléculas e iones e iones que sólo contienen enlaces pi Como los electrones p de un doble enlace siguen la misma dirección espacial que los electrones s de ese enlace, los electrones que se emplean en el enlace pi no tienen mayor efecto en la forma de esa molécula. Dicha forma queda determinada, principalmente, por los enlaces sigma y pares solitarios y la presencia del enlace pi sólo causa cambios menores debidos a la densidad electrónica adicional. Así, para determinar la forma de una molécula o ión que contenga uno o más enlaces p, se deben restar del número total de electrones los que el átomo central utiliza en la formación de los enlaces pi. La mayor dificultad al tratar con especies que tengan enlaces p está en deducir cuántos electrones utiliza el átomo central en la formación de esos enlaces. Ordinariamente, resultará satisfactorio escribir una fórmula con enlaces sencillos y dobles que satisfaga las ideas normales de valencia, como en los ejemplos anteriores, y entonces contar el número de enlaces dobles del átomo central.
Ejemplos