Enlace y geometría molecular Tema 10 Lectura # 21 Prof.

Hipólito Lucero Sánchez, ENP # 2

Química IV área 1, Unidad 2 Turno Vespertino, Año: 2022-2023

NATURALEZA DE LAS MOLÉCULAS Y SUS FUERZAS. sucede por medio de fuerzas electrostáticas. En un caso, conocido como
enlace iónico, es la atracción entre los cationes de carga positiva y los
Los nanomateriales constituyen el principal aspecto en el desarrollo de aniones de carga negativa, en otro, conocido como enlace covalente, es
las nanotecnologías, de los diferentes campos emergentes de las la atracción mutua de los electrones en una región de densidad de carga
nanociencias, pero su tamaño tan reducido conduce a un intervalo muy negativa, por parte de los núcleos positivos de los átomos que los
amplio de variaciones en sus propiedades fisicoquímicas, incluso la comparten.
aparición de otras, así que para el acceso al gran potencial científico y A partir de la diferencia de electronegatividades entre los átomos unidos,
tecnológico que representan, se requiere del desarrollo de nuevos se forma el eje internuclear como un espacio continuo, donde el carácter
métodos para su manufactura, aplicación y análisis. del enlace se manifiesta como un enlace covalente1 o un enlace iónico,
Hay dos maneras de acercarse a las propiedades de los nanomateriales, aunque sin embargo, existen enlaces covalentes polares y enlaces
la primera es escalando las dimensiones (bottom-up) y la otra es iónicos con cierto grado de covalente.
desescalándolas (top-down). En la primera se ensamblan átomos y En una molécula se puede tener más de un enlace químico. Un átomo
moléculas en objetos cuyas propiedades varían puntualmente con el puede llegar a formar tantos enlaces químicos, como electrones de
número de unidades constituyentes, luego se va incrementando el valencia tenga (aquellos en el nivel de energía u orbital más externo), los
tamaño hasta el límite de la continuidad en las propiedades. cuales pueden ser representados de una forma sencilla, como puntos en
En el segundo caso, se consideran los cambios en las propiedades de un diagrama de Lewis, tal como puede verse a continuación:
una muestra, en la medida que su tamaño se disminuye desde
dimensiones macroscópicas hasta lo nanométrico. Este enfoque incluye
el estudio de la reactividad química, toxicológica y de las estructuras
formadas por muy pocos átomos, y como las estructuras
autoensambladas, pueden ser alteradas para orientar sus propiedades,
varios investigadores lo han denominado nanoquímico.
Muchas de las propiedades macroscópicas y de bulto de los materiales,
se estudian desde su composición química y su estructura sólida o
cristalina, por ello es necesario recordar lo que la química establece
respecto de los átomos y su constitución en moléculas.
Las moléculas son la unión química de átomos, pero dicha unión existe
por medio de un enlace químico, sin ellos no existirían las moléculas ni En el diagrama de Lewis se ve que en el metano y en el formaldehido,
los compuestos, la gran diversidad de las sustancias materiales, al se comparten electrones y subyacen enlaces covalentes, también se
menos en la Tierra, se restringiría a los poco menos de 100 elemento nota que alrededor del átomo de oxígeno en el formaldehido, hay una
estables. densidad electrónica mayor.
Por esta razón comprender la química de la materia y sus propiedades, A veces la representación electrónica de Lewis no resulta ser tan simple
tiene como antecedente necesario, entender el enlace químico, el cual y no representa correctamente algunas moléculas, especialmente con

1 Cuando la diferencia de electronegatividades es muy pequeña, la densidad se conoce como enlace covalente simple. En el enlace iónico absoluto la mayor
electrónica alcanza su valor máximo en el centro del eje internuclear, pues los densidad electrónica está próxima a uno de los dos átomos y no en el eje
electrones están equidistantes a cualquiera de ambos núcleos, este escenario internuclear (el más electronegativo).
1
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aquellas que presentan resonancia2 donde la construcción del modelo Note que la cantidad de los electrones en el enlace, corresponde a ½ del
molecular y sus enlaces, requiere algún criterio adicional, por ejemplo en par de electrones compartidos.
CH3NO2. La respuesta correcta es la segunda opción: H-O-Cl, pues generalmente
la carga formal de menor valor (absoluto), también corresponde a la
estructura de menor energía y por ende de mayor estabilidad química.
Sin embargo, siempre hay que recordar que la carga formal no indica las
cargas reales dentro de la molécula, solo aplica como un apoyo a la
estructura de Lewis, para seleccionar aquella de menor energía
La razón de esta selección es: ningún elemento puede agrupar a su interactiva entre los arreglos posibles.
alrededor más de ocho electrones3, la cual se conoce como regla del Una vez establecidos los átomos que formarán la molécula y, la cantidad
octeto. Note que nitrógeno en la estructura incorrecta, tiene a su y tipo de enlace que los mantendrá unidos, la molécula comienza a tener
alrededor 10 electrones (cuatro en los dobles enlaces con los oxígenos características diferentes a las estructuras químicas que la antecedieron,
y dos en el enlace sencillo con el carbono). entre ellas la forma, es decir su distribución tridimensional, aspecto
Para la distinción entre las posibles estructuras de una formula, existe el estérico fundamental en su reactividad, funcionalidad y propiedades
concepto de carga formal, que se define como: físicas y químicas.
En el caso de las moléculas covalentes, se ha postulado el principio que,
La diferencia entre el número de electrones de valencia que tiene la forma de la molécula está determinada en una primera instancia, tanto
un átomo en su estado elemental y el número de electrones por el número de pares de electrones apareados, como de la cantidad
asignado a ese átomo en el diagrama de Lewis. de pares de electrones desapareado, todos ellos formando la corona de
Como ejemplo de esto, considérese la fórmula del ácido hipocloroso electrones que rodea al átomo central la molécula.
HClO. ¿ A qué elemento está unido el hidrógeno4, O-Cl-H o H-O-Cl? Una primera teoría de esto se conoce, por sus siglas en inglés, como
teoría VSEPR (Repulsión de los pares de electrones en la capa de
valencia), originalmente fue propuesta por Sidgwick y Poewll en 1940,
pero fue actualizada por Nyholm and Gillespie en 1957.
En ella se considera que, no obstante, hay una fuerza de atracción de
los electrones por el núcleo, son las fuerzas electrostáticas de repulsión
entre los pares de electrones, las que determinan la forma de la
molécula. Esta teoría tiene los siguientes postulados:

i. La forma de la molécula depende del número de pares de electrones

enlazados y de electrones libres en la capa de valencia del átomo
central.

2 4 Por ser HClO una molécula muy simple, la misma conclusión puede lograrse a
La resonancia se define como la deslocalización de los electrones pi y
electrones no enlazados en una molécula través del número de oxidación. Siendo el cloro monovalente, solo puede formar
3
La regla del octeto debe considerarse limitada, pues la cantidad de electrones un enlace, por lo que el hidrógeno debe estar unido al oxígeno que es divalente.
alrededor del núcleo del átomo, depende del orbital mayor en él y, en moléculas
poliatómicas puede llegar a ser mayor.
2
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ii. Los pares de electrones en la valencia se repelen unos a otros,

puesto que su nube electrónica está cargada negativamente. 0 trigonal plana 120°
iii. Los pares de electrones tienden a acomodarse espacialmente,
AlBr3
maximizando la distancia entre ellos, minimizando así la repulsión. 3
Las fuerzas interactivas de repulsión entre los pares de electrones
disminuyen en el siguiente orden: par libre (lp) – par libre (lp) > par 1 angular < 120°
libre (lp) – par enlazado (bp) > par enlazado (bp) – par enlazado (bp). SnCl2
iv. La capa de valencia se asume esférica, con los pares de electrones
en su superficie a la máxima distancia posible entre ellos.
0 tetraédrico 109.5°
v. Todos los enlaces sencillos, dobles o triples, así como los pares de
electrones no enlazados, se consideran como un par de electrones SiCl4
sencillo.
En el diagrama de Lewis de una molécula, el átomo central puede trigonal aprox.
4 1
considerarse en alguna de las siguientes categorías: piramidal 107°
PH3
 Moléculas con átomo central sin pares de electrones no enlazados.
aprox.
Por ejemplo, la molécula de CO2. El átomo central es el carbono y 2 angular
105°
tiene dos pares de electrones (dominio), de los cuales, ninguno es de SeBr2
electrones no enlazados.
trigonal
0 90° / 120°
bipiramidal
 Moléculas con átomo central con uno o más pares de electrones no
enlazados. AsF5
Por ejemplo, la molécula de H2O. El átomo central es el oxígeno y
<90° /
tiene cuatro pares de electrones (dominio), de los cuales dos pares 1 Balanceo
<120°
(cuatro electrones), no están enlazados.
5 SeH4

A partir de estas reglas y consideraciones, la teoría VSEPR lleva a la 2 forma T < 90°
existencia de las siguientes formas o geometría de las moléculas. ICl3
Número de Numero de pares Arreglo del par Ángulo de Geometría de la
pares de de electrones no de electrones enlace molécula 3 lineal 180°
electrones enlazados aproximado
BrF2-
1 0 lineal 180° H2
6 0 octaédrica 90°, 90°
2 0 lineal 180°
CO2

3
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SeCl6 La unidad más común de expresión de momento dipolo, es el Debye (D)

y su equivalencia es: 1 D = 3.33564 × 10–30 C x m.
piramidal La carga de la partícula corresponde a la carga del electrón (1.60x10-19
1 90°, <90°
cuadrada C), que es la misma del protón, pero de signo contrario, así que el valor
IF5 del momento dipolar depende principalmente de la separación entre las
partículas, que es la longitud del enlace químico y de la dirección hacia
cuadrada donde se ejerce la fuerza.
2 90°
plana
Ejemplo:
XeF4
Considerando la molécula de agua, que de acuerdo a la teoría VSEPR
tiene una forma angulada, un ángulo de separación entre los dos ejes de
Una segunda teoría para predecir la forma de una molécula es la teoría
enlace de 104.5°, una longitud a lo largo del enlace químico de 0.0957
del enlace valencia. En esta teoría se considera que se forman orbitales
nm. y un momento dipolar de enlace O-H de 1.5 D
atómicos en la molécula y son estos los que determinan su forma, más
que la interacción repulsiva de los de los pares de electrones en el átomo Considerando que el esfuerzo del enlace O-H en el ángulo, se puede
central de la misma. Por sus características, esta teoría se abordará en separar por medio de una relación trigonométrica en sus componentes,
el tema 11 del curso. a lo largo del eje x y el eje z,
Otra variable que influye en la configuración de la geometría y arreglo
espacial de las moléculas es la existencia de dipolos. Se sabe que, de
acuerdo a la diferencia de electronegatividad entre los elementos unidos,
estos pueden asociar la formación de una densidad de carga positiva o
negativa alrededor de su átomo, o sea de polos electrostáticos.
Esta polaridad en la molécula, da como resultado un momento dipolar,
el cual puede conceptualizarse como el producto de la magnitud de la Se obtiene para el enlace la siguiente expresión:
carga por la distancia que separa el centro de los polos positivo y
negativo. μO-H efectivo = 1.5 D x cos (104.5°/2) = 0.918 D
μdp = carga de la partícula (Coulomb) x distancia (m) Note que los componentes vectoriales a lo largo del eje Z se neutralizan
Note que las unidades resultantes son C x m, y aunque representan una mutuamente, pero los componentes vectoriales a lo largo de x se suman,
acción de trabajo (fuerza x distancia), que dimensionalmente es energía, por lo que habiendo dos enlaces O-H que actúan en la misma dirección
se prefiere considerar al momento dipolo como una fuerza ejercida y sentido:
linealmente, esto para conservar su carácter vectorial, es decir una μw = 0.918 D + 0.918 D = 1.83 D
magnitud aplicada en una dirección y sentido. Es importante resaltar la importancia de la dirección y sentido del
momento dipolar del enlace químico, por ejemplo, en cloruro de berilio,
BeCl2, con una diferencia de electronegatividades de 1.5 en el enlace
Be-cloruro, ambos enlaces en la molécula actúan en sentido opuesto,
neutralizándose y no ejerciendo momento dipolar.

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Considérese el caso de un cristal de cloruro de sodio (NaCl), cuya

imagen de un cristal y su representación, se muestran a continuación.

Entonces, la molécula de agua y cloruro de berilio, influidas por su

momento dipolar, acentuarían su espacio interactivo de la siguiente
manera.

En lo que respecta a los compuestos iónicos (no covalentes), en ellos

ocurre tanto la ionización positiva de un elemento, cuando de sus átomos
neutros se remueve un electrón, como la formación de iones negativos
de otro elemento, cuando en sus átomos neutros se ha agregado un La entalpia de formación del ion sodio Na+ es 495.8 kJ/mol, mientras la
electrón. Estos iones eléctricamente cargados de forma contraria, entalpía de afinidad electrónica o de la ganancia electrónica del cloro es
ejercerán una atracción mutua formando un enlace iónico o -348.7 kJ/mol (Cl + e- → Cl-), siendo la suma de ambas 147.1 kJ/mol, la
electrovalente, para constituirse en un compuesto iónico, situación que cual es positiva y resultaría incapaz de dar origen a una estructura más
dependerá de los siguientes aspectos: estable que aquella de los materiales de origen, pero como la entalpia
 De la facilidad con que se puedan formar ambos tipos de iones de cristalización del NaCl es -788.0 kJ/mol, la suma total es: -640.9
(cationes y aniones). kJ/mol, más que suficiente para logra la estabilidad del cristal.
Esta posibilidad dependerá de la entalpía de ionización del elemento Tanto la fuerza de atracción que ejercen los electrones en el enlace
que cede electrones (energía primaria de ionización), y de la covalente, sobre todo los de carácter polar, como los iones en el enlace
entalpia de afinidad electrónica del elemento que los acepta. Por iónico, son fuerzas intramoleculares que determina la forma de las
naturaleza, la primera siempre será endotérmica y la segunda moléculas, sin embargo, existen fuerzas intermoleculares que también
exotérmica. actúan sobre ellas afectando la forma y como se orientan y distribuyen
 De la posibilidad de construir un arreglo espacial iónico y, formar una en el espacio que ocupan. Estas son: Fuerzas ion-dipolo y dipolo-dipolo,
estructura sólida como un entramado o retícula cristalina del puentes de hidrógeno y Fuerzas dispersión de London.
compuesto. En un arreglo ordenado y tridimensional de este tipo, los
cationes y aniones se mantienen unidos por medio de la interacción  Fuerzas ion-dipolo y dipolo-dipolo.
de fuerzas de origen coulombico, cuyo grado de empaquetamiento Las primeras se originan cuando los iones positivos (por ejemplo, Na+),
en la estructura del arreglo, puede llegar a ser diferente en función interactúan con el extremo negativo del dipolo de otra molécula (por
del tamaño de los iones (radio iónico). En el proceso de formación de ejemplo, O de densidad electrónica negativa en la molécula de agua), o
este entramado iónico, también sucede un cambio de energía, los iones negativos (por ejemplo, Cl-), interactúan con el extremo positivo
conocida como entalpia de cristalización. del dipolo de otra molécula (por ejemplo, H de densidad electrónica
positiva en la molécula de agua).
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El segundo tipo de fuerzas se presenta con la interacción de rechazo de los orbitales atómicos, debido a las fluctuaciones de posición en su
extremos positivo-positivo y negativo-negativo de moléculas polares o desplazamiento.
bien la interacción de atracción de extremos positivo-negativo de Como un efecto de la pérdida instantánea de la distribución simétrica de
moléculas polares. sus electrones, aleatoriamente la molécula puede formar dipolos
instantáneos, cuya densidad de carga actúa sobre otras moléculas a su
alrededor, induciendo la generación de una fuerza relativamente débil,
pero que puede presentarse en todo tipo de átomos y moléculas,
incluyendo los gases nobles y las moléculas no polares.

 Puentes de hidrógeno.
Los puentes de hidrógeno son un caso particular de las fuerzas de
interacción dipolo-dipolo, que ocurre entre moléculas polares que tienen
un átomo de hidrógeno enlazado a otro átomo muy electronegativo, tal Note en el tercer tiempo o instante, que el átomo de helio tiene sus dos
como es el caso, entre otros, de los pares N-H, O-H, F-H. electrones en el lado izquierdo, provocando en él, una densidad de carga
El ejemplo más conocido de este tipo de fuerza intermolecular, es el eléctrica negativa, mientras en el lado derecho no hay electrones y se
existente entre las moléculas de agua, donde el H con densidad eléctrica tiene una densidad de carga positiva, lo que lleva a la formación del
positiva, se atrae con los electrones libres del oxígeno en el extremo del dipolo instantáneo.
dipolo de otras moléculas, dando origen a una red muy grande de La intensidad de este tipo de fuerza intermolecular, depende del tamaño
moléculas unidas por esta fuerza. Este tipo de enlace también se de su superficie, moléculas muy largas o planas tienden a formar fuerzas
presenta entre los aminoácidos de las proteínas, como la queratina y la de dispersión por dipolos instantáneos más intensos, que aquellas en
cadena del ADN. moléculas de la misma masa atómica pero más compactas.

 Fuerzas de London o de dispersión,

También es una fuerza asociada a la formación de dipolos temporales o
instantáneos, creados por la dispersión asimétrica de los electrones en
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Una consecuencia de la existencia de las fuerzas intermoleculares, es la 4. Laney College.

afectación de temperatura de ebullición, mayores fuerzas Ch 12. Liquids, Solids, and Intermolecular Forces
intermoleculares, mayor temperatura de ebullición. Oakland, Cal. USA
https://laney.edu/huisunkim/wp-
content/uploads/sites/407/2017/08/30A-Ch12-Liquids-Solids-
ACTIVIDADES:
Intermol-Forces.pdf
1. Use el concepto de carga formal para identificar la estructura de Consultado de internet: 19/10/2022
Lewis correcta (Metanetial).
5. National Council of Educational Research & Training
Chemical bonding and molecular structure
https://ncert.nic.in/textbook/pdf/kech104.pdf
Consultado de internet: 06/11/2022
2. Con base en la teoría VSEPR, proponga la forma de las siguientes 6. Poole, Charles P. Jr. & Owens, Frank J. (2003)
moléculas: AsF5 y BCl3. Introduction to nanotechnology
3. ¿Cuál de las siguientes moléculas, NH3 y NF3, tiene un momento John Wiley & Sons, Inc., New Jersey USA
dipolar mayor? 7. G.B. Sergeev & K.J. Klabunde (2013)
Nanochemistry
Elsevier B.V. Amsterdam, The Netherlands

REFERENCIAS: 8. Tro, Nivaldo J. (2017)

Chemistry: a molecular approach
1. C. Bréchignac P. Houdy M. Lahmani (2007) Pearson Education, Inc. Boston. MA, USA
Nanomaterials and Nanochemistry
Springer-Verlag Berlin-Heidelberg
Germany

2. Fonash, Stephen J. & Van de Voorde, Marcel (2018)

Nanotechnology: What, Why, and Why Now?
In: Engineering, Medicine and Science at the Nano-Scale
Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. Weinheim,
Germany

3. Hademenos, G. J. (2016)
The Nature of Molecules and Intermolecular Interactions
In: Chemical and physical foundations of biological systems
The Medical College Admission Test 2016
McGraw-Hill, USA