DIBUJANDO M O L É C U L A S

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Texto completo

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D I B U J A N D O

M O L É C U L A S

“Dime qué forma tienes y te diré como te compo “Dime qué forma tienes y te diré como te compo“Dime qué forma tienes y te diré como te compo

“Dime qué forma tienes y te diré como te compo rrrrtas”tas”tas”tas”

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GEOMETRIA MOLECULAR

Muchas de las propiedades físicas y químicas que presentan las sustan-cias moleculares, dependen de la forma geométrica que tienen sus moléculas. Por consiguiente, a través del conocimiento de estas formas es posible explicar y hasta predecir el comportamiento de las sustancias.

Propiedades tales como el punto de fusión, punto de ebullición, solubili-dad o conducción de la corriente eléctrica, están relacionadas con la forma geométri-ca de las moléculas. Por ejemplo, muchas de las propiedades del agua, como su alto punto de ebullición, o su capacidad para disolver sustancias, no mezclarse con el acei-te, etc., están íntimamente asociadas con la forma que tienen sus moléculas.

Para determinar la forma que tienen las moléculas, daremos una des-cripción detallada de la ubicación relativa de sus átomos en el espacio, me-diante la teoría de repulsión de los pares electrónicos de valencia.

Previamente, presentaremos los modelos más utilizados para represen-tar las moléculas en el espacio.

LOS MODELOS MOLECULARES

Para representar las moléculas se utilizan dibujos tridimensionales de-nominados modelos moleculares. Los átomos de los distintos elementos que las forman se ubican en el espacio representados por esferas de distinto tamaño. Hay moléculas de distintas formas: lineales, angula-res, triangulaangula-res, tetraédricas y otras más complejas.

Seguidamente, describiremos dos modelos que se utilizan para repre-sentar las moléculas del espacio.

Modelos de esferas y varillas

En este modelo conocido también como “palito – bolita”, se represen-tan los átomos con bolitas y los enlaces mediante varillas. Si bien no se adecuan a la realidad, pues no representan correctamente las formas moleculares, son útiles para visualizar las uniones entre los átomos y los ángulos que forman.

Modelo de nubes interpenetradas o modelo compacto.

Aquí los átomos se representan mediante esferas como si fueran nubes que se superponen entre sí, proporcionando una idea más apropiada de la forma de las moléculas. Las dimensiones de los átomos y sus distancias están en escala. Sin embargo, con este modelo no se distinguen claramente los ángulos que forman uniones, especialmente de las moléculas más complejas.

En la figura siguiente mostramos la molécula de metano (CH4)

represen-tada por ambos lados.

C H

H H

H

fórmula estructural

modelo esfera - varilla

modelo esferas interpenetradas ¿HACIA DONDE

VAMOS ?

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6 – Dibujando moléculas Si bien es cierto que existe un gran número de sustancias, las posibles, disposiciones de los átomos en sus moléculas, puede reducirse a un pequeño número de formas geométri-cas básigeométri-cas.

Con el objeto de describir estas formas, consideraremos las moléculas del tipo AXn donde A

representa a un átomo central, rodeado por n átomos (X) periféricos iguales. Estos átomos se ubican en el espacio ocupando distintas posiciones alrededor del átomo central. Los átomos periféricos forman determinados ángulos con vértice en el átomo central, denominados ángulos de enlace.

A continuación, analizaremos las distintas formas que pueden tener las moléculas en el espacio, utilizando los modelos de esferas y varillas para visualizar los ángulos de enlace.

Moléculas lineales (AX o AX2)

Estas moléculas, están formadas por dos o tres átomos (del tipo AX o AX2) que

están situados en una línea recta. Por lo tanto, el ángulo de enlace es de 180ºC y la geometría resultante se llama lineal.

Moléculas angulares

Son moléculas triatómicas del tipo AX2, donde los tres átomos están

dispuestos sobre un mismo plano formando un ángulo de enlace menor que 180ºC. Luego, los tres átomos no se hallan en línea recta y la geometría resul-tante se denomina angular.

Moleculares triangulares (AX3)

Estas moléculas están constituidas por cua-tro átomos, es decir, son tetratómicas. En ellas, el átomo central se halla en el centro de un triángulo equilátero, en cuyos vértices se ubican los tres átomos periféricos.

Los cuatro átomos están en el mismo plano y como el triángulo es equilátero, los tres ángulos son de 120º.

Esta geometría recibe el nombre de plana triangular, o simplemente triangular.

Moléculas tetraédricas (AX4)

Son moléculas pentatómicas, en las cuales los cuatro átomos riféricos se sitúan alrededor del átomo central,

ocu-pando los vértices de un tetraedro regular, que es una pirámide de cuatro caras iguales, cada una de las cua-les es un triángulo equilátero.

En estas moléculas, el átomo central se ubica en el centro del tetraedro y los átomos periféri-cos en sus vértices, formando cuatro ángulos de enlace de 109.5º.

La geometría de estas moléculas se deno-mina tetraédrica.

Moléculas piramidales (AX3)

Estas moléculas están formadas por cuatro átomos y constituyen una variante de las tetraédricas, con forma de pirámide.

La diferencia reside en que la pirámide no es regular y en estas moléculas el átomo central se en-cuentra en el vértice de la pirámide y no en su centro.

Los tres ángulos de enlace son algo menores que 109.5º y la geometría de estas

A

X X

ángulo de enlace

molécula lineal

molécula angular

molécula triangular

molécula tetraédrica

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moléculas recibe el nombre de piramidal.

En esta actividad les proponemos construir cuerpos geométricos, que los ayudarán a visualizar

la forma tridimensional que tienen las moléculas.

Para ello, vamos a realizar sobre cartulina con la ayuda de una regla y un compás, un triángulo equilátero, luego un tetraedro regular y finalmente una pirámide, como detallamos a continuación:

a) Triángulo equilátero. Dibujar sobre la cartulina un segmento de 10cm y fijar esa longitud en el compás. Luego, colocando la punta del compás en uno de los dos extremos del segmento, trazar un arco. Con la punta del compás en el otro extremo trazar otro arco que corte el anterior. El punto donde se intersectan los arcos, es el tercer vértice del triángulo. Dibujar el triángulo.

A continuación determinar el centro del triángulo, uniendo cada vértice con el punto medio del lado opuesto. Verificar que cada uno de los tres ángulos centrales mide 120º.

b) Tetraedro regular. Dibujar sobre la cartulina un triángulo equilátero de 10cm de lado, de la manera indicado en el punto a), que mostramos sombreado en

la figura. Sobre cada uno de sus lados construir un triángulo equilátero.

Finalmente doblar la cartulina por los lados del triángulo interior y ar-mar un tetraedro uniendo las aristas con cinta adhesiva. Queda así construido un te-traedro regular de 10cm de arista.

c) Pirámide. Dibujar sobre la cartulina un triángulo equilátero de 10cm de lado, de la manera indicada en el punto a), que está sombreado en la figura. Sobre cada uno de los lados construir un triángulo isósceles. Para ello, medir con el compás 7 cm y colocando la punta en cada uno de los vértices del triángulo equilátero, trazar un arco. La intersección de los arcos son los vértices de los tres triángulos isósceles.

Por último, doblar la cartulina por los lados del triángulo interior y ar-mar una pirámide uniendo las aristas con cinta adhesiva. Queda así construida una pirá-mide cuya base es un triángulo equilátero de 10cm de lado.

El triángulo equilátero formado tiene 10 cm de lado y los tres ángulos centrales son de 120º.

Cada una de las caras del tetraedro regular cons-truido es un triángulo equilátero de 10 cm de lado.

En la pirámide construida, la base es un triángulo equilátero de 10

cm de lado y cada una de las caras laterales es un triángulo isósceles cuya base tiene 10 cm y sus lados 7 cm.

La pirámide tiene la misma base que el tetraedro regular pero es más baja.

Para determinar la forma de las moléculas es necesario conocer la dis-posición de los átomos en el espacio alrededor del átomo central y por lo tanto sus ángulos de enlace. La magnitud de estos ángulos depende de la naturaleza de los átomos que los forman y de los electrones de valencia que rodean al átomo central.

Entre los electrones de valencia que rodean al átomo central, se ejer-cen fuerzas de repulsión electrostáticas, que influyen sobre los ángulos de enlace y la forma de las molé-culas.

Para lograr la máxima estabilidad en la molécula, los ángulos de enlace deben ser tales que la repulsión entre los electrones sea mínima.

Sobre la base de estas ideas, Sigdwick y Powell presentaron en 1940, una teoría simple que explicar los hechos experimentales relacionados con la geometría de las moléculas.

ACTIVIDAD 1

triángulo

tetraedro

pirámide

(5)

6 – Dibujando moléculas Esta teoría que permite predecir la forma de las moléculas, se denomina Teoría de la Repulsión de los Pares Electrónicos de Valencia (TRePEV).

Las ideas fundamentales de esta teoría, ampliada por R.J.Gillespie en 1957, son las siguientes:

a) Los electrones externos de los átomos que componen una molécula o ión, se distribuyen en lo posible, de a pares alrededor del átomo central, ocupando determinadas regio-nes en el espacio.

b) Debido a que los pares de electrones se repelen entre sí, ocupan en el espacio las posiciones que se encuentren a la mayor distancia posible, para reducir a un mínimo la re-pulsión.

c) Los pares de electrones libres ocupan más espacio que los pares compartidos.

d) Para describir la geometría de una molécula, se considera que el efecto que tiene dos o tres pares compartidos en un enlace, es el mismo que el de un solo par.

La idea central de esta teoría es que los electrones se orientan en el espacio de tal manera que la distancia entre ellos sea máxima, reduciendo a un mínimo la repulsión entre las nubes electrónicas. De este modo, se logra la disposición más estable de los ángulos de enlace.

Mediante esta teoría se puede predecir la forma de las moléculas de manera sencilla, teniendo en cuenta la distribución de los electrones periféricos que rodean al átomo central. Además, es necesario distinguir en el átomo central los pares libres de los pares compartidos, ya que influyen de distinta manera sobre la forma de la molécula.

Para aplicar esta teoría es conveniente clasificar a las especies molecu-lares, teniendo en cuenta su estructura de Lewis, en dos grupos diferentes:

a) moléculas cuyo átomo central no tiene pares electrónicos libres. b) moléculas cuyo átomo central tiene pares electrónicos libres. Comenzaremos analizando las formas que tienen las moléculas del pri-mer grupo.

MOLÉCULAS SIN PARES DE ELECTRONES LIBRES

ALREDE-DOR DEL ÁTOMO CENTRAL.

La geometría de estas moléculas, en las que el átomo central comparte todos sus electrones externos con los átomos que lo rodean, depende del número de pares de electrones compartidos.

Consideraremos las moléculas del tipo AXn en las que el átomo central

comparte dos, tres o cuatro pares de electrones formando enlaces covalentes simples. Vayamos a los ejemplos.

Moléculas del tipo AX

2

El cloruro de Berilio (BeCl2), es una sustancia formada por este tipo de

moléculas.

La estructura de Lewis del BeCl2 nos indica que el átomo central, que es

el berilio, comparte un par de electrones con cada átomo de cloro y no tiene pares libres. Cabe destacar que en esta molécula, el átomo de berilio no cumple la regla del octeto.

Según la TRePEV, para evitar una zona de alta densidad electrónica próxima al átomo central, que provocaría la repulsión inmediata de los pares electrónicos, éstos deben situarse lo más alejados posible unos de otros. Esto se logra si los tres átomos se ubican en línea recta, formando un ángulo de 180º. Así, la molécula resultante tiene geometría lineal.

Modelos atómicos del BeCl2

Cl Be Clx x

(6)

Otro ejemplo de geometría lineal es la molécula de dióxido de carbono (CO2), en la que el átomo de carbono es el central.

Como lo indica su estructura de Lewis, el átomo de carbono comparte dos pares de electrones con los átomos de oxígeno:

La teoría predice eficazmente la geometría de esta molécula suponien-do que el comportamiento de los suponien-dos pares compartisuponien-dos es similar al de un único par. De acuerdo con lo antedicho, como el átomo de carbono está unido a dos áto-mos, la geometría de la molécula es lineal con ángulo de enlace de 180º.

Moléculas del tipo AX

3

En la estructura de Lewis del tricloruro de boro (BCl3), podemos

obser-var que el átomo central (boro) comparte tres pares de electrones con los átomos de cloro y no tiene pares electrónicos libres.

En esta molécula, el átomo de boro no cumple con la regla del octeto. Para que la repulsión electrónica sea mínima, los tres enlaces covalen-tes deben orientarse hacia los vértices de un triángulo equilátero, con el átomo de boro situado en su centro. De esta manera, la molécula logra su máxima estabili-dad. La geometría resultante es triangular. En ella, los cuatro átomos están ubica-dos en un mismo plano y los ángulos de enlace, con vértice en el boro, son de 120º.

Modelos moleculares del BCl3

Otro ejemplo de este tipo de geometría es el ión nitrato V (NO3-). La

estructura de Lewis de este ión indica que el nitrógeno está unido a tres átomos de oxí-geno y no tiene pares libres. Luego, su geometría es triangular como la del BCl3, con

ángulos de enlace de 120º.

Moléculas del tipo AX4

En la molécula de metano (CH4) el átomo de carbono (central) está

unido a los átomos de hidrógeno por cuatro pares electrónicos, formando cuatro enlaces covalentes simples:

Para lograr la mínima repulsión, los pares de electrones compartidos se orientan en el espacio hacia los vértices de un tetraedro regular, donde se ubican los átomos de hidrógeno. En el centro del tetraedro se halla el átomo de carbono, de modo que la molécula de metano tiene geometría tetraédrica. De esta forma, las cuatro uniones son equivalentes y los ángulos de enlace son de 109.5º cada uno.

Modelos moleculares del CH4

Iones poliatómicos como el ión amonio (NH4+), o el sulfato VI (SO42-), en

los que el átomo central está unido a cuatro átomos iguales por pares de electrones compartidos, también presentan este tipo de geometría:

O C O

x x

Estructura de Lewis

x

x

Cl

Cl B Cl

x x x

Estructura de Lewis

N

O O

O

ión nitrato V

H

H C H

H

x

x x

x

(7)

6 – Dibujando moléculas

H

H N H

H

xx

x x

x

ión amonio

S O

O O

x xx xx x

2

O

ión sulfato (VI)

Moléculas con pares de electrones libres alrededor del átomo

central.

Existen moléculas del tipo AX2 y AX3 y también iones poliatómicos, en

los cuales el átomo central tiene uno o más pares electrónicos libres.

La TRePEV también es eficaz para predecir la geometría de estas molé-culas o iones, aunque en estos casos debemos tener en cuenta que los pares electrónicos no son todos equivalentes, debido a la presencia de pares libres.

A continuación consideraremos moléculas del tipo AX2 que tienen uno o

dos pares libres sobre el átomo central, y moléculas del tipo AX3 que tienen un único par libre.

Moléculas del tipo AX2

En la estructura de Lewis de la molécula de cloruro de estaño II (SnCl2), el átomo de estaño, que tiene cuatro electrones de valencia, comparte un

par de electrones con cada átomo de cloro y tiene un par libre.

La fórmula de Lewis nos indica que el átomo de Sn no cumple la regla del octeto.

Según la TRePEV, estos tres pares de electrones (dos pares de enlace y un par libre), deben orientarse en el espacio hacia los vértices de un triángulo equilá-tero en cuyo centro se ubica el átomo de estaño. De esta manera, los tres átomos generan una molécula angular con ángulo de enlace de 120º. Sin embargo, medidas experimentales indican que el ángulo de enlace es menor que 120º. Esto se explica, porque el par de electrones libres se encuentra únicamente bajo la influencia del núcleo del átomo de estaño, mientras que los pares compartidos se hallan bajo la influencia de los núcleos de estaño y de cloro. Luego, la nube electrónica que genera el par libre ocupa mayor volumen que la de los pares compartidos, causando una mayor repulsión. Esto provoca un acercamiento entre los átomos de cloro, reduciendo el ángulo de enlace que resulta ligeramente menor que 120º.

Modelo molecular del SnCl2

Algo similar ocurre con la molécula de SO2 en la que el

átomo de azufre está unido a dos átomos de oxígeno por un enlace covalente dativo y uno doble y tiene un par de electrones libres. Los tres pares de electrones se distribuyen sobre los vértices de un triángulo equilátero. Luego, su geometría es angular pero su ángulo de enlace es algo menor que 120º, por el efecto que produce el par de electrones libres.

El ión nitrato III (NO2-) también tiene esta geometría.

La molécula de agua (H2O) es también del tipo AX2, pero en ella el

oxígeno (átomo central) tiene dos pares de electrones compartidos con los átomos de hidrógeno y dos pares libres.

Cl Sn Cl x x

Estructura de Lewis

x

x

Por efecto del par de electrones libres, la molécu-la de SnCl2 cierra su ángulo de enlace

S

O O

H O

H

X

X

(8)

De acuerdo con la TRePEV, los cuatro pares de electrones deben dirigirse hacia los vértices de un tetraedro regular con el átomo de oxígeno en su centro y ángulos de enlace 109.5º. Los tres átomos están en un plano, y la molécula es angular. Sin embargo, el valor del ángulo de enlace obtenido en forma experimental para la molécula de agua es de 104.5º. Este valor menor que 109.5º, se explica al igual que en la molécula de SnCl2, por la influencia de

los dos pares libres que cierran el ángulo de enlace en la molécula de agua. Como en esta molécula hay dos pares de electrones libres, la repulsión electró-nica es aún mayor que en la molécula de SnCl2, lo que produce una reducción

más acentuada del ángulo de enlace. En las figuras siguientes representamos la molécula de agua mediante dos modelos orientados de distinta manera en el espacio.

Esta misma geometría la presentan iones poliatómicos del tipo [AX2]

-como el ión amido (NH2)- que tiene dos pares de electrones libres sobre el átomo de hidrógeno.

Moléculas del tipo AX

3

La molécula de amoníaco (NH3) tiene tres pares de electrones

com-partidos entre el átomo de nitrógeno y los tres de hidrógeno, quedando un par libre sobre el nitrógeno, como se muestra en su estructura de Lewis:

La TRePEV predice que estos cuatro pares de electrones que rodean al nitrógeno, se orientan hacia los vértices de un tetraedro regular con el átomo de nitrógeno en el centro. Los ángulos de enlace con vértice en el nitrógeno deberían ser de 109.5º pero el valor obtenido experimentalmente es de 107º. Este ángulo menor que lo esperado, se debe a la influencia del par electrónico libre, que al ocupar mayor volumen, produce mayor repulsión y cierra los ángulos de enlace.

En esta molécula, el átomo de nitrógeno se ubica en el vértice de una pirámide de base triangular formada por los tres átomos de hidrógeno, originando una molécula de geometría piramidal.

Cabe destacar que en la molécula de amoníaco, el ángulo de enlace es mayor que en la molécula de agua, debido a que en ésta el oxígeno tiene dos pares libres mientras que en la molécula de amoníaco, el nitrógeno tiene sólo uno.

La TRePEV, también predice correctamente la geometría piramidal de iones del tipo [AX3]+, como el oxonio (H3O)+, que tiene un par de electrones libres sobre el átomo de

oxí-geno.

En el siguiente cuadro, mostramos a manera de resumen, las geometr-ías moleculares estudiadas.

Orientación de los enlaces y de los pares de electrones libres en la molécula de H2O

Modelos moleculares del agua

H N H

H

x xx x x

Estructura de Lewis

Orientación de los enlaces y del par de electrones libres en la

molécula de NH3

(9)

6 – Dibujando moléculas

d

x

q

=

µ

=

µ

¿QUÉ ES EL MOMENTO DIPOLAR?

Muchas de las propiedades de las sustancias moleculares están relacio-nadas con la polaridad de sus moléculas. Por ejemplo, la polaridad de la molécula de agua permite expli-car la gran capacidad del agua para disolver sustancias polares. Por otra parte, el tetracloruro de expli-carbono cuyas moléculas son no polares, es un buen disolvente de sustancias no polares. Los valores de los puntos de fusión y de ebullición de muchas sustancias también dependen de la polaridad de sus moléculas. De lo expuesto inferimos que para poder explicar muchos hechos experimentales, es de suma importancia cono-cer la polaridad de las moléculas. Ahora bien, para saber si una molécula es o no polar es necesario intro-ducir el concepto de momento dipolar.

Un dipolo eléctrico está constituido por dos polos, donde están situadas dos cargas eléctricas de igual magnitud (q), una positiva y otra negativa, separadas a cierta distancia (d).

Los dipolos se caracterizan mediante un vector denominado momento dipolar, que se simboliza con la letra griega µ (mu) y una flecha encima

(

µ

)

.

Para describir este vector, es necesario dar su módulo que indicamos

µ

= µ, su dirección y su sentido. Luego, definimos:

Es decir:

Si bien la unidad para expresar el módulo del momento dipolar en el S.I. es coulomb x metro (C x m), la unidad más utilizada es el Debye (D). El nombre se debe al físico holandés Peter Debye y se relaciona

Es un vector que se dirige desde el centro de la carga positiva hacia el

centro de la negativa y cuyo módulo (

µ

µ

µ

µ

) es igual al producto del valor

absoluto de la carga situada en cualquiera de los polos, por la distancia

que los separa.

MOMENTO

DIPOLAR (

µ

)

lineal

GEOMETRIA

MOLECULAR

Moléculas sin

pares libres

Moléculas con

pares libres

AX

2

AX

3

AX

4

AX

3

tetraédrica

triangular

AX

2

angular

piramidal

µ µ µ µ

(10)

con el S.I., mediante: 1D = 3.33 x 10-30 C x m

Ahora bien, en todo enlace polar hay una distribución asimétrica de cargas que genera dos polos, uno con una carga positiva y otro con carga negativa de igual magnitud. El polo positivo está sobre el átomo menos electronegativo del enlace y el negativo sobre el más electronegativo.

A cada enlace polar se le asigna un momento dipolar

(

µ

)

, que se re-presenta mediante un vector con origen en el polo positivo y extremo en el negativo.

Una molécula polar también tiene dos zonas, donde se concentran las densidades de carga positiva y negativa, que constituyen un dipolo eléctri-co de carácter permanente. Este dipolo se caracteriza por el momento dipolar total de la molécula

(

µ

T

)

, el que a su vez depende de los momen-tos dipolares de los enlaces entre sus átomos.

Para determinar el momento dipolar de una molécula, debe tenerse en cuenta su atomicidad, según:

♦ El momento dipolar total de las moléculas diatómicas coincide con el momento dipolar de su único enlace.

♦ El momento dipolar total de la molécula poliatómicas (que contienen más de dos átomos) es, con buena aproximación, la suma vectorial de los momentos dipolares de todos sus enlaces. Así para una molécula que tiene n enlaces es:

Para calcular esta suma vectorial se aplica la regla del paralelogramo y por consiguiente, es necesario conocer la geometría de la molécula.

Para saber si una molécula es o no polar, es necesario conocer su mo-mento dipolar total (

µ

T) y distinguir si este vector es o no nulo.

Si el momento dipolar total de una molécula es nulo (

µ

T=

0

), es decir

si su módulo es cero, la molécula es no polar, mientras que si no es nulo, su módulo es distinto de cero y la molécula es polar. O sea:

En resumen, la magnitud que caracteriza un enlace polar es su momen-to dipolar (

µ

) y a una molécula polar es su momento dipolar total (

µ

T

).

El módulo del momento dipolar de una molécula es una medida de su polaridad, es decir, una molécula será tanto más polar cuanto mayor sea el módulo de su momento dipo-lar.

i n

2 1

T

=

µ

+

µ

+

...

+

µ

=

µ

µ

Si

µ

es nulo, es decir si

µ

T

=

0

D

, entonces la molécula es no polar.

Si

µ

no es nulo, es decir si

µ

T

0

D

, entonces la molécula es polar.

POLARIDAD

δ+ δ−

µ

+

(11)

6 – Dibujando moléculas En la Tabla siguiente mostramos los valores de los módulos de los mo-mentos dipolares de las moléculas de algunas sustancias, que han sido determinados experimentalmente.

molécula ∆∆∆∆εεεε µµµµ (D) polaridad molécula ∆∆εεεε∆∆ µµµµ (D) polaridad

H2 0 No polar H2O 1.85 Alta

Cl2 0 No polar H2S 1.10 Media

HF 1.92 alta NH3 1.46 alta

HCl 1.08 media SO2 1.60 alta

HBr 0.80 media CO2 0 No polar

HI 0.40 baja CCl4 0 No polar

Módulo del momento dipolar de las moléculas de algunas sustancias

Como podemos observar en la Tabla, el módulo del momento dipolar de las moléculas diatómicas H2 y Cl2 formadas por átomos del mismo elemento es cero, ya que son moléculas

no polares. Por el contrario, para las moléculas diatómicas formadas por átomos de elementos distintos (HF, HCl, HBr, HI) el módulo del momento dipolar es distinto de cero. Además, en estas moléculas, los módulos de los momentos dipolares decrecen con la disminución de la diferencia de electronegatividad (∆ε) entre sus átomos. Es decir, la molécula de HF es la más polar y la de HI la menos polar.

Finalmente, podemos observar que las moléculas de CO2 y de CCl4,

for-mada por átomos de diferentes elementos tienen también momento dipolar nulo. ¿Por qué ocurre esto?. Si bien sus enlaces individuales son polares, estas moléculas poseen una geometría tal, que la suma de sus momentos dipolares individuales se anula. De este modo, el momento dipolar resultante es nulo y estas moléculas en su conjunto son no polares. En otras palabras, aunque los enlaces individuales de una molé-cula sean polares, la molémolé-cula como un todo puede ser o no polar. En consecuencia, la distribución ge-ométrica de los átomos juega un papel primordial sobre la polaridad de las moléculas. En el párrafo si-guiente trataremos este tema.

¿CÓMO SE DETERMINA?

Para saber si una molécula es o no polar, es necesario determinar su momento dipolar total

(

µ

T

)

.

A continuación describiremos como se obtiene el momento dipolar de las moléculas, teniendo en cuenta su atomicidad.

Moléculas diatómicas (dos átomos)

El momento dipolar total de las moléculas diatómicas coincide con el momento dipolar de su único enlace y en estas moléculas podemos distinguir dos casos:

♦ Si la molécula está formada por átomos del mismo elemento, el en-lace es covalente no polar, el momento dipolar total es nulo y por lo tanto la molé-cula es no polar. Ejemplos: H2, Cl2, N2, etc.

♦ Si la molécula está formada por átomos de elementos diferentes el enlace es polar y el momento dipolar total es un vector con origen en el átomo del elemento menos electronegativo y extremo del otro. Por consiguiente, el momento dipolar total no es nulo y la molécula es polar. Ejemplos: HCl, NO, CO, etc.

¡QUÉ MOMENTO!

H Cl

δ δδ

δ++++ δ δ δ δ−−−−

µ µ µ µ

(12)

Moléculas poliatómicas (tres o más átomos)

Para determinar si una molécula Poliatómica es o no polar, es necesario efectuar la suma vectorial de los momentos dipolares de cada uno de sus enlaces, para lo cual debemos conocer su atomicidad y su geometría.

En primer lugar, consideraremos las moléculas que tienen el átomo central unido a átomos o grupos de átomos iguales, es decir, moléculas del tipo AXn, donde A es el átomo

central unido a n átomos, o grupos de átomos, periféricos iguales (X). Dentro de este tipo de moléculas estudiaremos aquellas cuya geometría lineal, angular, triangular, piramidal y tetraédrica. Luego tratare-mos las moléculas en las que el átomo central está unido a átotratare-mos o grupos de átotratare-mos que no son todos iguales.

Moléculas con átomo central unido a átomos o grupos iguales 1. Moléculas triatómicas (AX2)

Para determinar si una molécula triatómica es o no polar, es necesario efectuar la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces teniendo en cuenta su geometría, que puede ser lineal o angular.

a) Moléculas lineales

En la figura se muestra la suma vectorial de los momentos dipolares para una molécula lineal como el dióxido de carbono (CO2).

Como el átomo de oxígeno es más electronegativo que el de carbo-no, los dos enlaces son polares y sus momentos dipolares pueden representarse mediante dos vectores dirigidos desde el átomo de carbono hacia cada átomo de oxígeno. Los momentos dipolares de los dos enlaces C − O son de igual módulo y dirección pero de sentido contrario, por lo cual al sumarlos se anulan entre sí y la molécula es no polar.

b) Moléculas angulares

Todas las moléculas cuya geometría es angular, son polares ya que la suma vectorial de los momentos dipolares de sus enlaces no se anula.

Por ejemplo, la molécula de azufre (SO2) es angular, los momentos

dipolares de sus enlaces tienen el mismo módulo y están dirigidos desde el átomo de azufre, que es el menos electronegativo, hacia los átomos de oxíge-no. En la figura se muestra la suma vectorial de sus momentos dipolares, apli-cando la regla del paralelogramo. El momento dipolar total obtenido, está dirigido desde el átomo de azufre hacia abajo y en consecuencia la molécula es polar.

La molécula de agua también es angular y los momentos dipo-lares de sus enlaces tienen igual módulo y están dirigidos desde los átomos de hidrógeno hacia el átomo de oxígeno que es el más electronegativo.

Para efectuar la suma vectorial, mediante la regla del paralelogramo, es menester trasladar los dos vectores a un origen común, como mostramos en la figura siguiente:

µ1 µ2 µ1 µ2

µΤ

Luego, el momento dipolar total de la molécula de agua es un vector dirigido desde el centro de la carga positiva, situado en el punto medio de los dos átomos de hidrógeno, hacia el átomo de oxígeno. Por lo tanto, la molécula de agua es polar.

2. Moléculas tetratómicas (AX3)

Seguidamente determinaremos la suma vectorial de los momentos dipo-lares de moléculas formadas por cuatro átomos, cuya geometría es triangular o piramidal.

a) Moléculas triangulares

O C

Los momentos dipolares en la molécula de CO2 se

compensan

O

O

Suma vectorial de los momentos dipolares en la molécula de SO2

S

O

H

O

Molécula de agua

H

H

Momento dipolar de la molécula de agua.

O

H

(13)

6 – Dibujando moléculas Las moléculas cuya geometría es triangular son no polares.

Por ejemplo, la molécula de trifluoruro de boro (BF3), tiene una

geometría triangular. Todos los átomos están en un mismo plano, con el átomo de boro en el centro de un triángulo equilátero y los de flúor en sus vértices, siendo sus ángulos de enlace de 120º.

Los tres enlaces B – F, son polares y sus momentos dipolares son vec-tores de igual módulo, dirigidos desde el átomo de boro, que es el menos electrone-gativo, hacia los átomos de flúor.

En la figura siguiente mostramos como se procede para obtener la suma vectorial de los tres momentos dipolares.

µ2 µ3

µ1

a)

µ2 µ3

µ1

b) µR

µ2

µR

c)

En a) indicamos los vectores de los momentos dipolares correspon-dientes a los tres enlaces de la molécula. En b) efectuamos la suma de los vectores

µ

1 y

µ

3, obteniendo el vector

µ

R. En c) podemos observar que este vector

µ

R, es el opuesto de

µ

2 y cuando los sumamos se anulan entre sí. Por lo tanto, el vector momento dipolar total de la molécula de trifluoruro de boro es nulo y la molécula de no polar.

b) Moléculas piramidales

Todas las moléculas cuya geometría es piramidal, son polares. Por ejemplo, en la molécula de tricloruro de fósforo (PCl3), el

átomo de fósforo, está situado en el vértice superior de una pirámide y los átomos de cloro en los de la base. Los tres enlaces son polares y los vectores correspon-dientes a sus momentos dipolares, tienen igual módulo y están dirigidos desde el átomo de fósforo, que es el menos electronegativo, hacia los átomos de cloro.

En la figura siguiente mostramos la suma vectorial de estos tres vectores.

a) b)

µ2 µ3 µ1

µ2

µ3 µ1

µR

c) µΤ

µR µ1

La suma de los vectores

µ

2 y

µ

3 da el vector

µ

R. Si ahora suma-mos este vector con el

µ

1, se obtiene el vector momento dipolar total (

µ

T) de la molécula de PCl3. Este

vector no es nulo, está dirigido desde el átomo de fósforo hacia abajo y por lo tanto la molécula es polar. La molécula de amoníaco (NH3) es otro ejemplo de molécula

princi-pal en la que los momentos dipolares de sus enlaces son de igual módulo y están dirigidos desde los átomos de hidrógeno hacia el nitrógeno que es el más electro-negativo.

El vector momento dipolar total de la molécula de NH3, no es nulo.

Está dirigido desde el centro de carga positivo, situado en el triángulo formado por los tres átomos de hidrógeno, hacia el átomo de nitrógeno. La molécula de amoníaco es polar.

F

Molécula de BF

3

B

F F

Cl

Molécula de PCl3

P

Cl Cl

H

Molécula de amoníaco

N

(14)

3. Moléculas pentatómicas (AX4)

Seguidamente determinaremos la suma vectorial de los momentos dipo-lares de moléculas formadas por cinco átomos, cuya geometría es tetraédrica. Todas estas moléculas son no polares.

Por ejemplo, en la molécula de silano (SiH4) el átomo de silicio está

si-tuado en el centro de un tetraedro regular en cuyos vértices están los átomos de hidrógeno, formando ángulos de enlace de 109.5º.

Los cuatro enlaces son polares y sus momentos dipolares son vectores de igual módulo, dirigidos desde el átomo de silicio, que es el menos electronegativo, hacia los átomos de hidrógeno.

En la figura siguiente mostramos la suma vectorial de los momentos di-polares de los cuatro enlaces de silano.

a) b)

µ2 µ3

µ1

µ2

µ3 µ1

µ4

c) µ5 µR µ1

µ4

µ5

µ2

En a) se muestra los cuatro momentos dipolares correspondientes a los enlaces de la molécula. En b) se efectúa la suma de los vectores

µ

3 y

µ

4 obteniéndose el vector

µ

5. En c) se suman los vectores

µ

2 y

µ

5, cuyo resultado es el vector

µ

R.

Luego, la suma vectorial de los tres vectores

µ

2,

µ

3 y

µ

4, da el vec-tor resultante

µ

R que como puede observarse es el opuesto de

µ

1. Finalmente, la suma de

µ

R con

µ

1

da el vector nulo. En consecuencia, el vector momento dipolar total de la molécula es nulo (

µ

T =

0

) y la molécula de silano es no polar.

Moléculas con átomo central unido a átomos o grupos no iguales Todas las moléculas en las cuales los átomos o grupos de átomos que rodean al átomo central, no son todos iguales, son polares. Esto se debe a que los momentos dipolares de sus enlaces no tienen igual módulo y por lo tanto su suma vectorial no se anula.

A manera e ejemplo, se muestra como se obtiene el momento dipolar resultante en la molécula de sulfuro de carbonilo (SCO), que es lineal. Como la diferencia de electronegatividad entre el C y el O es mayor que entre el C y el S, el módulo del momento dipolar del enlace C – O, es mayor que el de C – S. Por lo tanto, aunque los vectores tienen sentido contrario, cuando se suman no se com-pensan, el momento dipolar total está dirigido desde el átomo de carbono hacia el oxígeno y la molécula es polar.

Entre otros ejemplos de moléculas polares de este tipo podemos citar el metanal (H2C=O) que es triangular y el cloruro de metilo (CH3Cl), que es tetraédrica (irregular).

Como resumen de lo expuesto en esta sección, en el cuadro siguiente mostramos la polaridad de las moléculas de acuerdo con su forma geométrica.

Moléculas Condiciones Geometría Ejemplos Polaridad

Diatómicas

Formadas por áto-mos del mismo

elemento

lineal N2 H2 No polar

Formadas por áto-mos de distintos

elementos

lineal HCl NO CO Polar

S C

Suma vectorial de los momentos dipolares en

la molécula de SCO.

(15)

6 – Dibujando moléculas Poliatómicas

Átomo central uni-do a los átomos o grupos de átomos

iguales

lineal CO2

No polar triangular BF3

tetraédrica CH4

angular SO2 H2O

polar piramidal NH3 PCl3

Átomo central uni-do a átomos o gru-pos de átomos no iguales

todas

SCO H2C=O

CH3Cl

polar

En la Tabla siguiente damos ejemplos de geometrías de algunos iones y moléculas, del tipo AXn, teniendo

en cuenta el número de pares electrónicos, alrededor del átomo central.

(16)

Fórmula Pares

electróni-cos

Estructura de Lewis

Geometría y ángulo de enlace

Modelo molecular Ejemplos Polaridad

AX2

2 pares

compartidos

X A X

x x lineal, 180º

BeH2,

BeF2,

CdI2,

ZnBr2,

CO2

No polar µ = 0 D

2 pares compartidos

y 1 par libre

X A X

x x

xx

angular, <120º

PbCl2,

SnCl2,

SO2

Polar µ≠ 0 D NO2-,

PO2

- iones

2 pares compartidos

y 2 pares libres

X A X

x x xx xx

angular, 190.5º

H2O, I2O,

H2S, OF2

Polar µ≠ 0 D

ClO2-,

NH2- iones

AX3

3 pares compartidos

X

X A X

x x x

t ria n g u la r, 1 2 0 º.

BH3, BF3,

BI3, AlCl3,

SO3

No polar µ = 0 D

NO3-,

CO3

2-iones

3 pares compartidos y 1 par libre

X A X

X

x x

x xx

piramidal, <109.5º

NH3, PH3,

PF3, NCl3,

PCl3

Polar µ≠ 0 D

H3O+, IO3 -, SO32-

iones

AX4

4 pares compartidos

X

X A X

X

x x

x

x

tetraédrica, 109.5º

CH4,

SiH4, CCl4

No polar µ = 0 D SO42-,

ClO4-,

PO43-,

BF4

-, NH4+

iones

En esta actividad les proponemos que, con la guía del Profesor, construyan modelos molecula-res de esferas interpenetradas de las moléculas que se indican a continuación, e indiquen si son o no pola-res.

a) CO2 b) SO2 c) BF3 d) CH4

Para ello le sugerimos representar los átomos mediante esferas de tel-gopor o plastilina de distintos tamaños y colores para distinguirlos.

La actividad consiste en armar las moléculas siguiendo los pasos que se detallan a continuación:

(17)

6 – Dibujando moléculas

♦ Determinar la geometría de cada molécula mediante la TRePEV y di-bujar un esquema de la misma.

Así veremos que la geometría de la molécula de CO2 es lineal, la de SO2 angular, la de BF3

triangular y la de CH4 tetraédrica.

♦ Seleccionar esferas de distintos colores, teniendo en cuenta los tamaños relativos de los

átomos que componen la molécula que se desea construir. Consultar la tabla de radios atómicos.(Capítulo 4, página 35)

♦ Practicar un corte en cada una de las esferas correspondientes a los átomos periféricos para producir el efecto de esferas interpenetradas.

♦ En la esfera correspondiente al átomo central efectuar tantos cortes como enlaces forme, respetando aproximadamente los ángulos de enlace, como se indica a continuación:

a) Molécula lineal: efectuar dos cortes paralelos en la esfera del átomo central

b) Molécula angular: realizar en la esfera del átomo central dos cortes oblicuos como se indica en la figura.

c) Molécula triangular: dibujar un triángulo equilátero y colocar en su interior la esfera correspondiente al átomo central, como se indica la figura. Lue-go, realizar tres cortes paralelos a cada uno de los lados del triángulo, para que los ángulos de enlace sean de 120º.

d) Molécula tetraédrica: colocar la esfera que representa al átomo central dentro del triángulo equilátero y efectuar tres cortes paralelos a cada uno de los lados del triángulo, pero en forma sesgada. Luego efectuar un corte paralelo al plano de papel, en la parte superior de la esfera.

♦ Pegar las esferas de telgopor de los átomos periféricos a la del áto-mo central, mediante un adhesivo vinílico. En el caso de trabajar con plastilina, simplemente unir las bolitas presionando ligeramente.

En esta actividad han armado modelos moleculares de esferas interpenetradas que dan una imagen, aproximada-mente real, de la forma que tienen las moléculas.

A partir de la TRePEV, han determinado la geometr-ía de cada una de las moléculas propuestas.

Luego, han construido modelos que representan

moléculas de distinta geometría, como mostramos en las figuras de esferas inter-penetradas que aparecen a la izquierda.

A continuación detallamos las características de estas moléculas.

La molécula de CO2 está formada por un átomo de carbono central

unido a dos átomos de oxígeno dispuestos en forma lineal, es decir formando un ángulo de enlace de 180º.

En esta molécula los momentos dipolares individuales son de igual módulo pero de sentido contrario, por lo que se compensan y en consecuencia la molécula en su conjunto es no polar.

La molécula de SO2 es angular, el átomo de azufre está situado en

el centro y como tiene un par de electrones libre, forma con los dos átomos de oxígeno un ángulo de enla-ce menor que 120º.

La suma vectorial de los momentos dipolares de esta molécula no se anula. Por consiguiente, el momento dipolar total no es nulo y la molécula en su conjunto es polar.

La molécula de BF3 tiene geometría

trian-gular, en la que el átomo de boro está ubicado en el centro de un triángulo equilátero y los tres átomos de flúor se hallan en los vértices. Los ángulos de enlace son de 120º.

El momento dipolar total de esta molécula es nulo y en consecuencia es no polar.

La molécula de CH4 es tetraédrica, donde el átomo de carbono está

situado en el centro de un tetraedro regular en cuyos vértices se encuentran los cuatro átomos de hidró-geno. Los ángulos de enlace son de 109.5º.

molécula lineal

molécula angular

molécula triangular

molécula tetraédrica

(18)

La suma vectorial de los momentos dipolares de esta molécula se anula y por lo tanto la molécula es no polar.

1.

Para cada una de las moléculas de tipo AXn, cuya geometría se indica a continuación, indicar

su atomicidad y el número de pares electrónicos libres en el átomo central. a) lineal

b) angular (ángulo de enlace < 120º) c) angular (ángulo de enlace < 109.5º) d) triangular

e) piramidal

f) tetraédrica

2.

Predecir la geometría de las siguientes especies mediante la TRePEV

a) BeF2 b) CO2 c) SO3 d) CF4

e) CO32- f) H2S d) BrO4- h) PF3

3.

Explicar por qué la geometría de la molécula de metano no puede ser cuadrada plano con los cuatro átomos de hidrógeno en los vértices y el carbono en el centro, como se muestra en la figura.

4.

Con algunos de los elementos P, H, O, C y S, escribir las fórmulas de: a) una molécula de geometría lineal

b) una molécula de geometría angular c) una molécula de geometría triangular

d) un catión monovalente de geometría piramidal e) un anión divalente de geometría tetraédrica

5.

Una molécula del compuesto H2XO4 tiene en total

5 protones.

a) escribir su estructura de Lewis b) indicar la geometría del anión XO4

2-6.

Escribir la estructura de Lewis de un anión trivalente de geometría te-traédrica formado por un átomo de P y átomos de O.

7.

Un átomo de nitrógeno forma con átomos de oxígeno un anión monova-lente en el cual el nitrógeno no tiene pares de electrones libres

a) escribir la fórmula de Lewis del anión

b) predecir su geometría e indicar el ángulo de enlace

8.

Un átomo de cloro forma con átomos de oxígeno una unión monovalente de geometría piramidal.

a) escribir la estructura de Lewis del anión b) estimar su ángulo de enlace

9.

Un átomo de azufre forma con átomos de oxígeno un anión divalente que tiene un único enlace covalente dativo.

a) escribir la estructura de Lewis del anión

b) predecir su geometría e indicar el ángulo de enlace.

10.

Sabiendo que el anión XO32- tiene en total 42 electrones:

a) Escribir la estructura de Lewis de la molécula XO3.

b) Indicar la geometría y el ángulo de enlace de XO3.

11.

Un átomo del elemento X que pertenece al tercer período, forma con átomos de cloro una molécula que tiene tres enlaces covalentes simples.

MANOS A LA OBRA

H H

C

(19)

6 – Dibujando moléculas a) escribir la estructura de Lewis de la molécula

b) indicar su geometría y el ángulo de enlace

12.

Escribir las fórmulas de dos sustancias, cuyas moléculas estén formadas por átomos diferentes, que tengan momento dipolar nulo y otras dos cuyo mo-mento dipolar no sea nulo.

13.

Explicar, desde el punto de vista de la geo-metría molecular, por qué el momento dipolar total del CO2 es nulo y el del SCO

no.

14.

Dadas las siguientes sustancias: SiF4 , I2O , NF3 , SO3 , H2S

a) Indicar su geometría molecular

b) ¿Cuál o cuáles tienen momento dipolar nulo?

¿QUÉ SON LAS FUERZAS

INTERMOLE-CULARES?

En el capítulo anterior hemos visto que las partículas que componen las diversas sustancias pueden ser iones (sustancias iónicas), moléculas (sustancias moleculares) ó átomos (metales o sólidos cova-lentes). Además, hemos analizado los distintos tipos de uniones y las fuerzas de atracción que se ejercen entre las partículas que se unen.

En esta sección veremos que también se ejer-cen fuerzas de atracción entre las moléculas que componen una sustancia mole-cular.

En el mundo que nos rodea nos encontramos con numerosas sustan-cias de diversa índole, que se hallan en distintos estados de agregación. Por ejemplo, sustansustan-cias gaseosas como el oxígeno del aire que respiramos, líquidas como el agua indispensable para nuestra vida, o sólidas como la sal de mesa o el azúcar que dan sabor a nuestros alimentos.

La sal de mesa (NaCl) es una sustancia iónica mientras que las demás sustancias mencionadas son moleculares, es decir, están formadas por moléculas.

Las sustancias iónicas son sólidas y en general tienen altos puntos de fusión. En cambio, las sustancias moleculares pueden ser gases, líquidas o sólidas de bajo punto de fusión. ¿Cómo se explica que tengan propiedades tan diferentes?.

Para responder esta pregunta es necesario analizar el tipo de fuerzas que actúan entre las partículas constitutivas de las sustancias.

Para producir la fusión de una sustancia iónica es necesario separar los iones que la constituyen. Este proceso requiere mucha energía en forma de calor, para vencer las fuerzas de atracción electrostática que mantie-nen unidas a las cargas de signo opuesto (iones). En cambio, para producir la fusión o la vaporización de sustancias moleculares se requiere mucho menos energía, ya que es utilizada para separar las moléculas una de otras y no para romper enlaces covalentes entres sus átomos.

Como hemos visto en el Capítulo 1, los estados de agregación de sustancias moleculares se di-ferencian por la separación que hay entre sus moléculas. En los gases las moléculas están muy separadas, mientras que en los líquidos y más aún en los sólidos están juntas originando una disposición compacta.

La existencia de sustancias moleculares líquidas o sólidas, nos indica que deben existir fuerzas de atracción entre sus moléculas que las mantienen próximas entre sí. Estas fuerzas que actúan entre las moléculas y que impiden su libre movimiento, se denominan fuerzas intermoleculares. Dependen de la naturaleza de la sustancia y de la temperatura.

Que una sustancia sea un gas, un líquido o un sólido depende del predominio entre la energía de movimiento de sus moléculas (energía cinética) y la energía de atracción

LA GRAN ATRACCIÓN

Cap 1. Pág. 3 Cap 5.

Representación del

proceso de condensación del vapor de agua. A medida que el vapor se enfría, las fuerzas que

actúan entre sus

(20)

entre ellas, generada por sus fuerzas intermoleculares. Así, las moléculas de un gas permanecen separadas porque sus energías cinéticas son mucho mayo-res que las energía debidas a sus fuerzas de atracción intermoleculamayo-res. En cambio, las moléculas de una sustancia en estado líquido o sólido permanecen muy cercanas, debido a que su energía cinética es insuficiente para vencer a las fuerzas de atracción intermoleculares.

Las fuerzas intermoleculares tienen las siguientes características:

♦ Se ponen de manifiesto cuando las moléculas están cerca unas de otras. En general, esto ocurre cuando la temperatura es suficientemente baja

o la presión alta.

♦ Cuanto mayor es la intensidad de estas fuerzas, más energía se requiere para producir la fusión o la vaporización de la sustancia.

♦ Cuanto mayor es la intensidad de las fuerzas de atracción que se ejercen entre las moléculas de una sustancia, más elevados son su punto de fusión y de ebullición.

Hay esencialmente tres tipos de fuerzas intermoleculares:

a) Las fuerzas de dispersión o de London, que están presentes en todas las sustancias.

b) Las fuerzas dipolares que sólo existen en sustancias cuyas moléculas son polares.

c) El enlace de hidrógeno que se presenta entre moléculas que contienen un átomo de hidrógeno unido a otro átomo muy electronegativo, como F, O y N.

Las fuerzas intermoleculares permiten explicar muchas propiedades físicas que presentan las sus-tancias como el punto de fusión, el punto de ebullición o la solubilidad en disolventes.

En los párrafos siguientes analizaremos en detalle cada una de estas fuerzas intermoleculares.

Fuerzas intermoleculares

La experiencia nos muestra que aún las sustancias gaseosas formadas por moléculas no polares, inclu-yendo los gases nobles, pueden ser licuadas bajando suficientemente la temperatura. Por consiguiente, para poder alcanzar el estado líquido deben existir fuerzas de atracción entre sus moléculas.

En condiciones de presión y temperatura ambiente los halógenos tienen distinto estado de agregación. En efecto, el flúor y el cloro son gases, el bromo es un líquido y el yodo es un sólido. No obstante, todos ellos están formadas por molé-culas diatómicas (F2, Cl2, Br2 y I2) y sus átomos están unidos por un par de

electrones compartidos. ¿A qué se deben entonces estas diferencias? Vea-mos.

Los datos experimentales nos muestran que a medida que au-menta la masa molar y por ende el tamaño de las moléculas de estas sus-tancias, se incrementan sus puntos de ebullición. Esto nos indica que también debe aumentar la

intensi-dad de sus fuerzas intermoleculares.

En 1930 el físico austríaco Fritz London explicó teóricamente la za de estas fuerzas. Postuló que el proceso de movimiento al azar de los nes de las moléculas, puede provocar en cualquier instante una distribución asimétrica de la nube electrónica. De este modo, se genera en la molécula un dipolo transitorio, que aparece como consecuencia del propio movimiento electrónico. La molécula queda momentáneamente con una ligera densidad de carga positiva (δ+) en un extremo y una negativa en el otro (δ-). Esta molécula polarizada induce la formación de otro dipolo transitorio en una molécula vecina, generándose así una fuerza de atracción mutua entre ambas moléculas. Gracias a la formación de estos dipolos transitorios todas las moléculas pueden atraerse entre sí.

La intensidad de estas fuerzas, denominadas de dispersión o de London, depende de la facilidad con que se puede distorsionar la nube electrónica de una molécula. Esta facilidad de distorsión se denomina polarizabilidad, debido a que la deformación de la nube electrónica polariza la molécula, generando un dipolo transitorio. Cuanto más polarizable es la nube electrónica de las moléculas de una sustancia, más intensas son las fuerzas de London y por lo tanto mayor es su punto de ebullición.

En general, la polarizabilidad de las moléculas aumenta con el tamaño de la nube electrónica. Por ejemplo, la molécula de bromo (Br2), es más polarizable que la de flúor (F2), cuya nube electrónica halógeno M

(g/mol)

P.de eb (ºC) F2 38.0 -188

Cl2 71.0 -34.0

Br2 160 58.0

I2 254 184

Distribución simétrica de la nube

electrónica ACTIVIDAD 2 Distribución asimétrica

de la nube electrónica

(21)

6 – Dibujando moléculas es más pequeña. En efecto, la configuración electrónica externa del átomo de flúor es: 2s2sp5, mientras que la del átomo de bromo es: 4s24p5. Luego, en la molécula de bromo los electrones de valencia están más alejados del núcleo (n=4) que en la de flúor (n=2). Por consiguiente, la nube electrónica de bromo es más difusa y está menos atraída por los núcleos, generando fuerzas de London más intensas. Esto explicar por qué el bromo es líquido a temperatura ambiente mientras que el flúor es un gas.

Ejemplo

Justificar la diferencia entre los puntos de ebullición del neón (-246ºC) y del kriptón (-153º).

Resolución

Ambas sustancias son gases nobles y están constituidas por moléculas monoatómicas no polares. Por consiguiente, los puntos de ebullición de estas sustancias dependen de la magnitud de sus fuerzas de London y éstas a su vez de la polarizabilidad de sus nubes electrónicas. Los ocho electrones de valencia del neón están en el nivel n=2, mientras que los ocho del kriptón se hallan en el nivel n=4. La nube electrónica del átomo de kriptón es más grande y por lo tanto es más polarizable que la del neón. Esto significa que el dipolo transitorio generado por el kriptón tiene mayor densidad de carga que el del neón y sus fuerzas de London son más intensas. Por consiguiente, la atracción entre las moléculas de kriptón es más fuerte y podemos esperar que ten-ga mayor punto de ebullición.

La intensidad de las fuerzas de London depende del tamaño de la nube electrónica y también de la geometría de las moléculas. Para moléculas de forma similar, las fuerzas de London aumentan su intensidad con el número de electrones que contienen y por lo tanto con la masa molar de la sustancia.

Por ejemplo, los puntos de ebullición de los hidruros de los elementos del grupo 4 (carbono, silicio y germanio), cuyas moléculas tienen geometría tetraédrica y son no polares, aumentan con la masa molar:

nombre Fórmula

molecular Geometría

Masa molar (g/mol)

P.de ebullición (ºC)

Metano CH4 tetraédrica 16 -161

Silano SiH4 Tetraédrica 30 -112

Germano GeH4 tetraédrica 77 -90.0

Por otra parte, es notable el aumento de los puntos de ebullición con la masa molar, de compuestos no polares como los hidrocarburos, que son sustancias que contienen solamen-te hidrógeno y carbono.

En la mayoría de los hidrocarburos presentes en el petróleo, los átomos de carbono están unidos entre sí por enlaces covalentes simples y reciben el nombre general de alcanos. El miembro más sencillo de esta familia de hidrocarburos es el metano (CH4) que contiene un único átomo

de carbono. Los demás miembros están formados por moléculas que contienen desde dos hasta numerosos átomos de carbono unidos entre sí, formando largas cadenas en zigzag. Los alcanos con más de tres áto-mos de carbono que están unidos en una cadena continua, se denominan alcanos normales. Por ejemplo, el n-pentano, cuya fórmula molecular es C5H12, es un alcano normal que tiene 5 átomos de carbono. Si

contienen cadenas laterales se los conoce como alcanos ramificados. Por ejemplo, el isopentano, cuya fórmula molecular también es C5H12 es un alcano ramificado que tiene 5 átomos de carbono. Las fórmulas

desarrolladas y de esqueleto de estos compuestos son las siguientes:

El petróleo y el gas natural contienen hidrocarburos. Los plásticos y las fibras sintéticas provienen de los hidrocarburos.

MOSTRANDO

Distorsión de las nubes electrónicas del neón y del

(22)

C C C C C

H H H

H H

H H

H H

H

H H

C C C C H

H H

H H

H C

H

H H

H

H H

n-pentano isopentano

En las figuras de la izquierda mos-tramos los modelos moleculares de estas sustancias.

En la Tabla siguiente indicamos las masas molares y los puntos de ebullición de algunos alcanos normales.

Nombre Fórmula molecular Fórmula semidesarrollada Masa molar

(g/mol) Punto de ebullición (ºC)

metano CH4 CH4 16 -161

etano C2H6 CH3CH3 30 -81.6

propano C3H8 CH3CH2CH3 44 -42.1

n-butano C4H10 CH3CH2CH2CH3 58 -0.50

n-pentano C5H12 CH3CH2CH2CH2CH3 72 36.1

n-hexano C6H12 CH3CH2CH2CH2CH2CH3 86 69.0

Como podemos observar en la tabla, los puntos de ebullición de los alcanos normales aumentan regularmente con el número de átomos de carbono de la cadena carbonada, es decir, con la masa molar.

A medida que aumenta la masa molar del compuesto hay mayor número de átomos de carbono y de hidrógeno y por lo tanto más electrones. Esto hace que se intensifiquen las fuerzas de atracción entre las moléculas lo que se traduce en un aumento de sus puntos de ebullición.

Como hemos dicho, las fuerzas de London dependen de la masa molar y de la forma de las moléculas. Los alcanos se extienden en el espacio formando cadenas con los átomos de carbono dispuestos en zigzag, mientras que los alcanos ramificados tienen una disposición más compacta.

Estas formas diferentes de las moléculas como las del n-pentano y del isopentano, influyen sobre sus puntos de ebullición, como mostramos en la tabla siguiente.

Nombre Fórmula

molecular

Fórmula semidesarrollada

Fórmula de esqueleto

Masa molar (g/mol)

Punto de ebullición (ºC) n-pentano C5H12 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 72.0 36.1

isopentano C5H12

CH3 CH CH2 CH3

CH3

72.0 28.0

Como podemos observar, ambas sustancias tiene la misma fórmula molecular y por lo tanto igual masa molar. Sin embargo, difieren en sus puntos de ebullición. Los compuestos que tienen igual fórmula mole-cular pero difieren por lo menos en una propiedad física o química se denominan isómeros.

La diferencia entre los puntos de ebullición del n–pentano y el isopentano puede explicarse

analizan-n-pentano

iso-pentano n-pentano

isopentano

(23)

6 – Dibujando moléculas do la forma de sus moléculas.

En el n-pentano, cuya molécula es lineal, el acercamiento entre las moléculas ocurre a lo largo de toda la cadena, mientras que en el isopentano la ramificación dificulta la

aproxima-ción. Las moléculas de n-pentano están mucho más cerca unas de otras por lo cual las fuerzas de London son más intensas y en conse-cuencia su punto de ebullición es más elevado. Concluimos que a mayor posibilidad de contacto entre las moléculas de una sustancia, mayor es la interacción, y más elevado es su punto de ebullición.

Fuerzas dipolares

Como hemos visto, las moléculas de las sustancias polares, como consecuencia de su asimetría eléctrica, tienen un dipolo de carácter permanente. En cambio, en las moléculas no polares sólo aparecen dipolos transitorios.

En las moléculas polares aparecen fuerzas de atracción electrostática entre los polos de signo opuesto, denominadas fuerzas dipolares. Por la acción de estas fuerzas, se produce la condensación e incluso la solidificación de sustancias gaseosas cuyas moléculas son polares como HCl, HBr y HI.

La existencia de dipolos permanentes permite que las moléculas interactúen entre sí como explicamos a continuación.

Cuando dos moléculas polares se aproximan, sus dipolos se orientan de manera tal que el extremo posi-tivo de una, se acerca al extremo negaposi-tivo de la otra. Se generan así fuerzas de atracción dipolo – dipolo entre las moléculas, dando origen a diversos tipos de asociaciones moleculares como mostramos en la figura adjunta. Estas asociaciones, junto con las fuerzas de London, son las que permiten que una sustancia polar pase del estado gaseoso al esta-do líquiesta-do o al sóliesta-do. Entre las moléculas polares actúan tanto las fuerzas de London como las dipolares.

Cuanto mayor es la polaridad de la molécula de una sustancia, más intensas son las fuerzas dipolares que actúan entre ellas.

Si consideramos sustancias formadas por moléculas de similar forma y masa molar, en general se verifica que los puntos de ebullición de las sustancias polares son mayores que los de las no polares. Como en dichas sustancias las fuerzas de London son simi-lares, el mayor punto de ebullición de las sustancias polares se debe a que en éstas actúan además las fuerzas dipolares.

En la tabla siguiente ilustramos estos hechos con las sustancias N2 y NO, de similar masa molar.

Compuesto Fórmula molecular Masa molar (g/mol) Momento dipolar Punto de ebulli-ción

nitrógeno N2 28.0 0.00 D -196ºC

Monóxido de

nitrógeno NO 30.0 0.070 D -151ºC

Como podemos observar, el punto de ebullición de una sustancia no polar como el nitrógeno, es menor que el del monóxido de nitrógeno que es ligeramente polar.

Ejemplo

Dados los siguientes pares de sustancias, explicar las diferencias entre sus puntos de ebullición: a) metano (CH4) y tetracloruro de carbono (CCl4)

b) nitrógeno (N2) y monóxido de carbono (CO).

En la tabla adjunta se muestran las masas molares y los puntos de ebullición correspondientes a estas sus-tancias.

Resolución

Asociaciones dipolares, generadas por la atracción dipolo

- dipolo MOSTRANDO

sustancia M (g/mol) P.de eb. (ºC)

CH4 16.0 -161

CCl4 154 77.0

N2 28.0 -196

Figure

figura adjunta. Estas asociaciones, junto con las fuerzas de London, son las que permiten que una sustancia polar pase del estado gaseoso al esta-
Estas asociaciones junto con las fuerzas de London son las que permiten que una sustancia polar pase del estado gaseoso al esta . View in document p.23

Referencias

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