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3. ENLACE QUÍMICO I

Generalmente, las sustancias químicas están formadas por agrupaciones de átomos unidos por enlaces químicos.

El enlace químico es la unión de dos o más átomos por fuerzas de naturaleza eléctrica, fuerzas que se establecen entre los núcleos y los electrones más externos o electrones de valencia. Dado que los electrones de los niveles internos del átomo están retenidos por el núcleo mucho más fuertemente que los electrones del nivel externo, aquéllos no se ven implicados en el enlace. Por ello, al hablar del enlace químico hay que centrar la atención en los electrones de la capa de valencia.

Al aproximarse dos átomos, la energía potencial del sistema varía con la distancia internuclear como muestra la figura 3-1. La distancia correspondiente al mínimo de energía es la longitud de enlace y la disminución de energía respecto a los átomos separados es la energía de enlace, energía que se desprende en la formación del enlace.

Figura 3-1.- Energía potencial de dos átomos de hidrógeno frente a la distancia internuclear.

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Cuando se forma un enlace entre dos átomos, la disposición resultante de los dos núcleos y los electrones tiene una energía menor que la energía total de los dos átomos separados. Si la menor energía se alcanza mediante transferencia de uno o más electrones de un átomo al otro, se forman iones que se mantienen unidos por atracción electrostática: es el enlace iónico. Así ocurre con los átomos Na y Cl para formar cloruro de sodio, NaCl (Na+Cl-). Si la menor energía se alcanza compartiendo electrones, los átomos se unen mediante enlace covalente y se forman moléculas. Por ejemplo, la unión de dos átomos de H y uno de O para formar H2O. Un tercer tipo de enlace es el enlace metálico, en el cual un gran número de cationes metálicos se mantienen unidos por un mar de electrones (los electrones de valencia de todos los átomos).

SÍMBOLOS Y FÓRMULAS DE LEWIS

La clave para entender el enlace químico es el conocimiento de la estructura electrónica de los átomos. Así, por ejemplo, es posible entender por qué el Na y el Cl se combinan para formar NaCl y no NaCl2 o Na2Cl, o por qué el C y el H se combinan para formar metano, cuya fórmula es CH4 y no CH o CH2.

Las teorías actuales sobre el enlace químico tienen su base en las ideas de G.N. Lewis, uno de los nombres importantes de la historia de la química. Es destacable que sus ideas se desarrollaron a principios del s. XX, antes de que se comprendiera completamente la estructura atómica y de que se supiese algo de mecánica cuántica. El descubrimiento de los gases nobles hacia finales del s. XIX y su inercia química fueron la clave para una primera explicación sobre el enlace químico: los átomos tienden a adquirir una configuración electrónica de mayor estabilidad, como la de un gas noble, es decir, con ocho electrones externos. Lewis llamó a este principio la regla del octeto. Para ello, los átomos ceden, aceptan o comparten electrones.

Lewis introdujo un simbolismo muy sencillo para representar los electrones de valencia de los átomos (símbolos de Lewis) y el enlace químico (estructuras o fórmulas de Lewis). Las estructuras de Lewis constituyen uno de los conceptos más útiles e importantes de la química. En los símbolos de Lewis, los electrones de valencia de un átomo se representan por puntos que rodean al símbolo del elemento:

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Veamos cómo se describen tanto el enlace iónico como el enlace covalente utilizando los símbolos de Lewis.

ENLACE IÓNICO

El enlace iónico se establece cuando reaccionan elementos con electronegatividades muy diferentes, produciéndose una transferencia de electrones desde el átomo menos electronegativo al más electronegativo, dando lugar a la formación de iones, positivos y negativos, que se unen por fuerzas de atracción eléctrica.

Consideremos la reacción entre un átomo de sodio y un átomo de cloro, cuyas configuraciones electrónicas son

Na, [Ne]3s1 y Cl, [Ne]3s23p5

El sodio puede adquirir una configuración de gas noble (Ne) perdiendo un electrón y formando el ion Na+. Si el cloro acepta un electrón, resulta el ion cloruro, Cl-, con una configuración electrónica del gas noble siguiente, argón. La transferencia de electrones entre ambos átomos se puede representar por la ecuación

o, mediante fórmulas de Lewis,

El ion sodio y el ion cloruro tienen cargas opuestas y se atraen, haciendo que los iones se junten: es el enlace iónico.

Otro ejemplo, la reacción del Ba y el O:

En general, para predecir la configuración electrónica de un catión monoatómico, se eliminan los electrones más externos siguiendo el orden np, ns, (n-1)d. Los metales del bloque s forman iones con cargas +1 (grupo 1) o +2 (grupo 2). Los metales del bloque p forman iones de cargas +3 (grupo 13) y + 1 al bajar en el grupo (efecto del par inerte), o +4 y +2 (grupo 14). Los orbitales (n-1)d están por debajo del orbital ns cuando está ocupado por electrones. Por ello, en los metales de transición se eliminan primero los electrones ns, seguidos de un número variable de electrones

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(n-1)d. Para los aniones monoatómicos, se agregan electrones hasta alcanzar la configuración del gas noble siguiente. La figura 3-2 muestra las configuraciones de los iones monoatómicos de los grupos principales de la tabla periódica.

Figura 3-2. Configuraciones electrónicas de los iones monoatómicos de los grupos principales: (a) cationes; (b) aniones.

(P.W. Atkins y L.L. Jones, “Principios de Química”, Ed. Médica Panamericana, 2012)

Hay muchos cationes metálicos (de las series de transición y del bloque p) que no tienen una configuración de gas noble. Ejemplos:

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Energética de la formación de un cristal iónico

Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos. En el cristal, cada ion se rodea de iones opuestos. La estructura del cristal viene determinada por factores geométricos (tamaño relativo de los iones) y por la condición de neutralidad eléctrica del cristal.

Se denomina energía reticular a la energía necesaria para separar los iones de un cristal. Así, para el cloruro de sodio, la energía reticular es la energía del proceso

Se expresa en kJ/mol.

Se puede demostrar que la energía reticular viene dada por la ecuación de Born-Landé:

Z+ y Z- son los números de carga de los iones;

e es la carga del electrón;

d0 es la distancia interiónica;

M, la constante de Madelung, que depende de la estructura del cristal (para todos

los cristales iónicos con estructura de NaCl, figura 3-3, M = 1,748)

n, el exponente de Born (números entre 5 y 12), que depende de la compresibilidad

del cristal y ésta de las configuraciones de los iones;

ε0, la permitividad del vacío (8,85419 x 10-12 C J-1 m-1)

NA , la constante de Avogadro.

Obsérvese que la energía reticular será tanto mayor cuanto más pequeños sean los iones y mayores sean sus cargas.

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Figura 3-3.- Red cristalina de cloruro de sodio

La energía reticular también puede calcularse haciendo el balance de energía de la formación del compuesto iónico a partir de sus elementos en su forma más estable. Este balance se muestra en el ciclo de Born-Haber. La figura 3-4 muestra el ciclo de Born-Haber para el cloruro de sodio.

Figura 3-4.- Ciclo de Born-Haber para el NaCl.

En este ciclo, ∆Hºf es la entalpía de formación del NaCl(s); ∆Hsub es la entalpía de sublimación del sodio; Ι es la energía de ionización del sodio; ∆Hdis es la energía de disociación del cloro, Cl2. Ea es la afinidad electrónica del Cl; Ur, la energía reticular.

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ENLACE COVALENTE

Según Lewis, los átomos pueden completar un octeto (el H un doblete) no sólo por transferencia de electrones, sino también por compartición de pares electrónicos entre dos átomos. El enlace se llama covalente. Según se compartan uno, dos o tres pares de electrones, el enlace se llama enlace simple, doble o triple.

Por ejemplo, el átomo de hidrógeno, con 1 electrón, necesita 1 electrón más para completar su doblete. Para ello, puede compartir un par de electrones con otro átomo de H, formando la molécula H2. Se dice que la valencia del H es 1. El F, con 7 electrones de valencia, necesita 1 electrón para completar su octeto, lo que puede lograr compartiendo un par de electrones con un H (formando HF), con otro átomo F (formando F2), con un átomo de Cl (formando ClF), etc. El flúor tiene valencia 1. El oxígeno tiene 6 electrones de valencia y necesita 2 electrones más para completar el octeto, lo que puede lograr compartiendo dos pares de electrones con dos átomos de H (formando H2O). El oxígeno tiene valencia 2.

Para describir los enlaces en las moléculas se pueden utilizar las estructuras de Lewis, que muestran la disposición de cada par de electrones de enlace mediante un guión largo y los pares de electrones de valencia que no forman enlaces (pares solitarios) mediante pares de puntos sobre el átomo correspondiente. Por ejemplo, para la molécula de flúor, F2:

Ejemplos de estructuras de Lewis:

Aunque la regla del octeto explica la valencia de los elementos y la estructura de muchos compuestos, hay muchas excepciones a la misma. El C, el N, el O y el F obedecen generalmente esta regla. Sin embargo, átomos como P, S o Cl pueden alojar más de ocho electrones en su capa de valencia. Veamos las excepciones a la regla del octeto.

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a) Moléculas con número impar de electrones. Ejemplos: NO y NO2. No

obstante, ambos tienden a dimerizarse, formando N2O2 y N2O4.

b) Moléculas deficientes de electrones. En el trifluoruro de boro, BF3, los tres electrones de valencia del boro forman tres enlaces simples con tres átomos de flúor, quedando el boro rodeado de tres pares de electrones. No obstante, el boro puede completar su octeto si una molécula (como NH3) o un ion (como F-), con un par de electrones solitario, se une al boro aportando el par de electrones de enlace. El enlace así formado se llama covalente coordinado.

c) Moléculas con exceso de electrones (capa de valencia expandida). Los átomos de los periodos 3 y posteriores pueden acomodar más de ocho electrones en su capa de valencia, ya que disponen de orbitales de valencia s, p y d. Así, el fósforo, con cinco electrones de valencia, puede formar con el cloro el PF3 y el PF5 utilizando tres o cinco electrones, moléculas en las que el átomo de P está rodeado de 8 y 10 electrones, respectivamente. Asimismo, el azufre, con seis electrones de valencia puede formar con el flúor el SF2, el SF4 y el SF6 utilizando dos, cuatro o seis electrones, moléculas en las que el S está rodeado de 8, 10 y 12 electrones, respectivamente.

Incluso los gases nobles pueden formar compuestos con el F y el O, aumentando el número de electrones a su alrededor. El primero de estos compuestos es el XeF4 (sintetizado en 1962).

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Para escribir la estructura de Lewis de una molécula se necesita saber la secuencia de átomos en la molécula. Un átomo terminal está unido sólo a otro átomo; un ejemplo es el átomo de H en el metano, CH4. Un átomo central es el que está unido a dos o más átomos; por ejemplo, el C en la molécula de metano. Una regla general, aunque con alguna excepción, es que el átomo central es el menos electronegativo (el H, que es un átomo terminal, es una excepción), ya que comparte más electrones propios que un átomo terminal.

RESONANCIA

Algunas moléculas o iones no pueden representarse adecuadamente mediante una estructura de Lewis. Por ejemplo, el ion nitrito, NO2

-, tiene dos estructuras de Lewis, cada una de ellas con dos enlaces nitrógeno-oxígeno, uno doble y otro simple. Sin embargo, se ha demostrado experimentalmente que ambos enlaces son iguales. Para reflejar este hecho, se dice que la estructura real del ion nitrito es una superposición o combinación de las dos estructuras de Lewis. Esta combinación se llama resonancia y la estructura combinada se llama híbrido de resonancia. Se representa con ambas fórmulas de Lewis separadas por una flecha de doble punta:

Obsérvese que en el sistema resonante hay tres pares de electrones de enlace para los dos enlaces nitrógeno-oxígeno. Así, cada enlace es intermedio entre enlace simple y doble: se dice que el orden de enlace es 1.5. Obsérvese asimismo que hay dos pares de electrones (un par de enlace y un par solitario) que están deslocalizados sobre los tres átomos.

Otro ejemplo típico de resonancia es el benceno, C6H6, cuya molécula está formada por un anillo plano hexagonal de seis átomos de carbono, cada uno unido a un átomo de hidrógeno. F. Kekulé (1865) fue el primero que propuso una estructura cíclica con enlaces carbono-carbono simples y dobles alternos:

Hay hechos experimentales que demuestran que esta estructura no es correcta:

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1) El benceno no experimenta las reacciones típicas de los compuestos con dobles enlaces (por ejemplo, adición de Br2 a los dobles enlaces).

2) Sólo existe un 1,2-doclorobenceno y no dos, como puede esperarse de una estructura de Kekulé.

3) Todos los enlaces carbono-carbono del benceno tienen la misma longitud (139 pm), intermedia entre el enlace simple (154 pm) y el doble (134 pm).

De acuerdo con estos hechos, una representación adecuada es como híbrido de resonancia de dos estructuras de Lewis:

o

Como resultado de la resonancia entre las dos estructuras, hay seis electrones deslocalizados sobre toda la molécula, lo que confiere a cada enlace carbono-carbono una longitud intermedia entre la de un enlace simple y uno doble. Un representación adecuada de la molécula es un hexágono con un circulo inscrito, que representa los seis electrones deslocalizados.

La resonancia es una combinación de estructuras con la misma disposición de átomos, pero diferentes disposiciones de electrones; distribuye las características de los enlaces dobles por toda la molécula, dando como resultado una energía más baja. Es decir, que la molécula real es más estable que cualquiera de sus posibles estructuras de Lewis. La diferencia de energía entre éstas y aquélla se llama energía de resonancia.

CARGA FORMAL

Las moléculas son eléctricamente neutras, sin embargo pueden existir cargas parciales en distintos puntos de una molécula. Esto se pone de manifiesto con el concepto de carga formal. Consideremos la molécula de monóxido de carbono, CO, cuya estructura de Lewis es

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Se denomina carga formal de un átomo en una estructura de Lewis a la carga que tendría el átomo si tuviese la mitad de los electrones de enlace. Así, en la molécula de CO, al repartir los electrones de enlace entre el C y el O, ambos átomos quedarían con cinco electrones. Como el átomo de C libre tiene 4 electrones de valencia y el de O tiene 6, en la molécula de CO el C tendría una carga negativa -1 y el O una carga +1, lo que se indica así:

La carga formal es una medida de la redistribución de electrones sobre un átomo en

una estructura de Lewis, es decir, da una indicación de la medida en que cada átomo ha ganado o perdido electrones en el proceso de formación del enlace covalente. Una carga formal baja indica que un átomo ha sufrido la menor redistribución de electrones respecto a su estado libre.

Las estructuras de Lewis con menores cargas formales tienen energías más bajas.

Por ello, para escribir correctamente una fórmula de Lewis es preciso conocer la secuencia de átomos en la molécula y distribuir los electrones de valencia de todos los átomos de modo que las cargas formales sobre los átomos sean mínimas. Así, cuando son posibles varias estructuras resonantes, las más estables son las que tienen cargas formales mínimas. Por ejemplo, de las estructuras de resonancia del ion perclorato, ClO4

-, las más probables son las cuatro estructuras con tres enlaces dobles y la estructura con cuatro enlaces dobles, ya que en ellas las cargas formales son mínimas (una carga -1):

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PROPIEDADES DEL ENLACE COVALENTE

Las características de un enlace covalente entre dos átomos se debe principalmente a las propiedades de ambos átomos y varían poco con la identidad de los demás átomos de la molécula.

La fuerza de un enlace A-B se mide por su entalpía de disociación o energía de enlace, ∆H(A-B), que es la energía que se requiere para separar los dos átomos enlazados, es decir, la energía del proceso

A – B (g) A(g) + B(g)

La energía de un enlace A-B varía ligeramente de unas moléculas a otras, debido a la influencia de los demás átomos de la molécula, como se ha apuntado anteriormente. La tabla 3-1 recoge las energías de enlace medias.

Tabla 3-1.- Energías de enlace medias (kJ/mol) H C N O S F Cl Br I P

H 436

C 412 348 (i)

612 (ii)

838 (iii)

518 (a)

N 388 305 (i)

613 (ii)

890 (iii)

163 (i)

409 (ii)

946 (iii)

O 463 360 (i)

743 (ii)

157 146 (i)

497 (ii)

S 338 259 264

F 565 484 270 185 496 155

Cl 431 338 200 203 250 249 242

Br 366 276 201 212 254 219 193

I 299 238 201 278 210 178 151

P 322 201

(i) Enlace simple; (ii) Enlace doble; (iii) Enlace triple; (a) enlace aromático.

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Del análisis de las energías de enlace de muchas moléculas se han sacado las siguientes conclusiones:

a) La fuerza de enlace aumenta con el número de pares de electrones de enlace, es decir, con el orden de enlace. Así,

∆H(A-B) < ∆H(A=B) < ∆H(A B) b) La fuerza de un enlace se reduce cuando aumenta el número de pares solitarios

sobre los átomos unidos, debido a la repulsión entre ellos. c) La fuerza de enlace disminuye al aumentar el tamaño de los átomos. d) La resonancia fortalece los enlaces.

La longitud de enlace es la distancia entre los núcleos de los átomos unidos. Se determina por espectroscopía o por difracción de rayos X. Observaciones:

a) La longitud de enlace disminuye al aumentar el orden de enlace: D(A-B) > D(A=B) > D(A B)

b) Cuánto más fuerte es un enlace menor es su longitud.

Un ángulo de enlace es el ángulo formado por dos enlaces contiguos en una molécula poliatómica. La figura siguiente muestra las longitudes y ángulos de enlace en la molécula de agua:

Una propiedad importante del enlace es la polaridad. Consideremos la molécula de cloruro de hidrógeno, HCl. Dado que el átomo de Cl es más electronegativo que el H, hay un desplazamiento de los electrones de enlace hacia el átomo de cloro. Como resultado, hay una pequeña carga negativa sobre el Cl y una pequeña carga positiva sobre el H. Estas cargas se llaman cargas parciales y se representan escribiendo δ- y δ+ sobre los símbolos atómicos en la formula de Lewis:

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Se dice que el enlace es covalente polar. Si el desplazamiento electrónico fuese total, se formarían los iones H+ y Cl-, y el enlace sería iónico.

La polaridad de un enlace da lugar a que el enlace se comporte como un dipolo eléctrico, que está formado por dos cargas iguales y opuestas, q+ y q-, separadas una distancia d. Se representa por una flecha que apunta hacia la carga negativa (en la convención moderna, la flecha apunta hacia la carga positiva). El tamaño o intensidad de un dipolo se mide por su momento dipolar, µ:

µ = q d

Un enlace covalente polar es un dipolo cuyo momento dipolar depende de las cargas parciales δ y de la longitud de enlace: µ = δ d. La unidad SI es el C m. Como esta es una unidad muy grande, se utiliza una unidad tradicional más pequeña, el debye (D): una carga -e y una carga +e separadas 100 pm forman un dipolo cuyo momento dipolar es 4,80 D. 1 D = 3,336 x 10-30 C m. Los momentos dipolares de la mayoría de enlaces son de 0 a 5 D, aproximadamente. Cuanto mayor es la diferencia de electronegatividades de los átomos enlazados, mayor es la polaridad del enlace.

El momento dipolar de una molécula es la suma vectorial de los momentos dipolares de todos sus enlaces. Por ejemplo, la molécula de dióxido de carbono es apolar (µ = 0) aunque sus enlaces son polares, debido a que la molécula es lineal, mientras que la molécula de agua es polar porque es una molécula angular (figura 3-5).

Figura 3-5. (a) La molécula de CO2 es no polar porque sus dipolos de enlace se anulan mutuamente. (b) La molécula de

agua es polar, ya que la suma vectorial de sus dipolos de enlace no es nula.

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GEOMETRÍA MOLECULAR

Las propiedades de las sustancias dependen no sólo de su composición química, sino de la naturaleza de sus enlaces y de la forma de las moléculas. Actualmente se dispone de técnicas (difracción de rayos X, difracción de electrones, espectroscopía, etc) que permiten determinar la disposición de los átomos en las moléculas a base de longitudes de enlace y ángulos de enlace.

¿Qué factores son los que determinan que moléculas como BF3 y NF3 o CO2 y SO2, con fórmulas análogas, tengan formas distintas? ¿Puede predecirse de alguna manera la forma de las moléculas? Existe un modelo sencillo para predecir la forma de las moléculas a partir de las fórmulas de Lewis, dasorrollado hacia mediados del s. XX (Sidgwick y Powell, 1940; Gillespie y Nyholm, 1963): la teoría de repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia o teoría VSEPR (valence-shell electron-pair repulsión theory). El postulado fundamental de esta teoría es que las regiones de alta densidad electrónica de un átomo en una molécula (enlaces y los pares solitarios) se repelen entre sí, y para minimizar sus repulsiones se separan tanto como sea posible, manteniendo la distancia desde el átomo central Las disposiciones espaciales más favorables de n regiones electrónicas (enlaces y pares solitarios sobre el átomo central) para que las repulsiones sean mínimas se muestran en la figura 3-6).

Figura 3-6.- Posiciones de dos a siete regiones de alta densidad electrónica (enlaces y pares solitarios) alrededor del átomo central. (P.W. Atkins y L.L. Jones, “Principios de Química”, Ed. Médica Panamericana, 2012)

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Para aplicar el modelo VSEPR a una molécula AXn, se define el número estérico, NE, del átomo central A como la suma del número n de átomo X unidos a A y el número m de pares solitarios E sobre A: NE = n + m. La molécula se representa como AXnEm. Así, por ejemplo, la molécula de amoniaco, con un par solitario sobre el nitrógeno, es NH3E y su número estérico es NE = 3 + 1 = 4. En esta molécula, la geometría electrónica es tetraédrica, pero la forma de la molécula es piramidal trigonal (figura 3-7).

Figura 3-7.- Distinción entre geometría electrónica (disposición de enlaces y pares solitarios alrededor del átomo central) y geometría molecular o forma de la molécula (disposición de los átomos unidos al átomo central).

La figura 3-8 muestra los nombres de las formas de las moléculas.

Figura 3-8.- Nombres de las formas de las moléculas. No se muestran los pares solitarios, ya que no se incluyen cuando se identifican las formas moleculares.

(P.W. Atkins y L.L. Jones, “Principios de Química”, Ed. Médica Panamericana, 2012)

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Las conclusiones fundamentales de la teoría VSEPR son las siguientes:

1) Las moléculas AXn (sin pares solitarios sobre el átomo central) tienen geometría regular. Ejemplos: BeCl2 (lineal), BF3 (triangular), CH4 (tetraédrica), PCl5 (bipirámide trigonal) y SF6 (tetraédrica).

2) En las moléculas AXnEm (con m pares solitarios sobre A), las intensidades de las fuerzas de repulsión disminuyen en el orden

par solitario – par solitario > par solitario – enlace > enlace – enlace Esto se pone de manifiesto en los ángulos de enlace de las moléculas siguientes:

Tetraédrica Piramidal trigonal Angular

3) Como consecuencia del punto anterior, en las moléculas AXnEm con NE = 5 (geometría electrónica bipiramidal trigonal), los pares solitarios se sitúan en posición ecuatorial, ya que en esta posición tienen menos enlaces o pares próximos (dos en posición axial, a 90º; los otros dos están a 120º) que si se sitúan en posición axial (con tres enlaces o pares en posición ecuatorial, a 90º, y uno a 180º).

4) En las moléculas AXnEm con NE = 6 (geometría electrónica octaédrica), los pares solitarios se sitúan en cualquier posición si sólo hay uno (las seis posiciones son equivalentes) y en posiciones opuestas si son dos.

5) Los enlaces dobles ejercen repulsiones mayores que los simples.

Ejemplo:

6) Efecto de la electronegatividad. En una serie de compuestos análogos, al aumentar la electronegatividad de los átomos B disminuyen las repulsiones de los pares de enlace, disminuyendo los ángulos de enlace. Por ejemplo, las moléculas PBr3, PCl3 y PF3, con un par solitario sobre el átomo P, tienen forma de pirámide trigonal con ángulos de enlace de 101.5º, 100º y 98º,

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respectivamente. Los contrario ocurre al aumentar la electronegatividad del átomo central A. Así, por ejemplo, en la serie NF3, PF3 y AsF3 los ángulos de enlace son 102º, 98º y 96º, respectivamente.

Los puntos 1, 2, 3 y 4 determinan la forma de las moléculas; los puntos 2, 5 y 6 afectan a los ángulos de enlace, por distorsión de la geometría regular.

En la tabla 3-2 se resumen las formas de las moléculas, incluyendo la geometría

electrónica, la geometría molecular y algunos ejemplos.

Tabla 3-2.- Sumario sobre geometría molecular

Tipo de molécula

Geometría electrónica (*)

Geometría molecular Forma Ejemplos

AX2

Lineal BeCl2, CO2

AX2E

Angular NO2-, SO2, O3

AX2E2

Angular H2O, SF2, OF2

AX2E3

Lineal XeF2, I3−, IF2

-

AX3

Trigonal BF3, CO32−, SO3,

plana NO3-

AX3E

Piramidal NH3, PCl3, H3O+

trigonal

AX3E2

Forma de T ClF3, BrF3

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AX4

Tetraédrica CH4, SO42−,

ClO4-, XeO4

AX4E

Balancín SF4, XeO2F2

IF4

+

AX4E2

Cuadrada XeF4, ICl4- plana

AX5

Bipiramidal PCl5, AsF5

trigonal

AX5E

Piramidal ClF5, BrF5, cuadrada XeOF4

AX6

Octaédrica SF6, XeO2F4 Te(OH6, IOF5

AX7

Bipiramidal IF7 pentagonal

(*) Pares no enlazantes en amarillo.