Figura. Estabilidad molecular y solubilidad

Los enlaces π restringen la rotación molecular porque su superposición lateral debe conservar una orientación definida. Esta rigidez puede mantener grupos funcionales expuestos o alineados, modificando la manera en que una sustancia interactúa con un disolvente. Los enlaces π también aportan una nube electrónica relativamente extendida y, en moléculas grandes, aumentan la polarizabilidad. Por ello, estructuras planas como los compuestos aromáticos pueden experimentar fuerzas de dispersión de London apreciables al aproximarse entre sí. Sin embargo, la presencia de enlaces π no vuelve automáticamente a una molécula polar ni soluble en agua: la solubilidad depende de la distribución global de cargas, la geometría y los grupos funcionales disponibles para interactuar.

En sustancias apolares, como los hidrocarburos insaturados o el benceno, predominan las fuerzas de London. Sus moléculas pueden atraer otras sustancias apolares, por lo que se mezclan mejor con aceites, ceras y disolventes orgánicos que con agua. El benceno, por ejemplo, posee electrones π deslocalizados y una superficie plana polarizable, pero su geometría simétrica no genera un momento dipolar permanente; por ello es prácticamente insoluble en agua. En cambio, el etanol contiene una cadena hidrocarbonada apolar, pero su grupo —OH es polar y puede formar puentes de hidrógeno con el agua. Esa interacción intensa compensa la separación entre moléculas y permite que ambos líquidos sean miscibles.

La estabilidad y la flexibilidad también influyen en este equilibrio. Una molécula rígida con enlaces π puede conservar una forma favorable para ciertas interacciones, aunque esto no significa que sea necesariamente más estable o más reactiva: ambas propiedades dependen del conjunto de enlaces y de las condiciones químicas. En moléculas grandes, una extensa región apolar reduce la solubilidad acuosa incluso si existe un grupo polar aislado. Así, los alcoholes de cadena corta se mezclan bien con agua, mientras que el 1-octanol forma una fase separada por el predominio de su cadena hidrocarbonada. En síntesis, la solubilidad resulta de la competencia entre polaridad, geometría, puentes de hidrógeno, dispersión de London, tamaño molecular y estabilidad estructural.

Figura. Las fuerzas de dispersión de London

Las fuerzas de dispersión de London son atracciones intermoleculares presentes incluso entre moléculas apolares, es decir, moléculas sin un momento dipolar permanente. Aunque una molécula sea globalmente simétrica, como el CO₂ o los hidrocarburos, su nube electrónica nunca permanece completamente inmóvil ni distribuida de manera idéntica en cada instante. Los electrones se desplazan continuamente alrededor de los núcleos y pueden concentrarse momentáneamente hacia un lado. Así aparece un dipolo instantáneo: una región adquiere carácter parcial δ⁻ y la región opuesta carácter parcial δ⁺. Este dipolo temporal modifica la nube electrónica de una molécula vecina y origina en ella un dipolo inducido. La atracción entre ambos dipolos constituye una fuerza de London.

La explicación profunda de estas fluctuaciones procede de la mecánica cuántica. Según el principio de incertidumbre, no es posible conocer simultáneamente con precisión absoluta la posición y el impulso de un electrón. Por ello, los electrones no pueden permanecer quietos en posiciones perfectamente definidas dentro de la molécula; incluso en su estado de menor energía conservan fluctuaciones cuánticas. Estas variaciones producen distribuciones electrónicas momentáneamente asimétricas. Cuando dos moléculas se encuentran próximas, la fluctuación de una puede correlacionarse con la de la otra: el extremo δ⁻ temporal de una molécula induce un extremo δ⁺ cercano en la vecina. De este modo, la espacialidad molecular permite que las regiones de signos opuestos se aproximen y generen una atracción neta, aunque ninguna molécula posea polaridad permanente.

Estas fuerzas se vuelven especialmente significativas en moléculas grandes, largas o planas. Una molécula con más electrones posee una nube electrónica más extensa y más fácil de deformar, es decir, mayor polarizabilidad. Además, una superficie molecular amplia permite más puntos de contacto entre moléculas vecinas. Por ejemplo, el metano, CH₄, es pequeño y gaseoso, mientras hidrocarburos más largos, como el hexano, C₆H₁₄, son líquidos, y cadenas aún mayores pueden ser ceras o sólidos. Algo semejante ocurre entre moléculas aromáticas: el benceno es líquido, mientras estructuras policíclicas más grandes presentan atracciones de London más intensas. Así, el tamaño, la forma y la cantidad de electrones aumentan la cohesión de sustancias apolares. 

Figura. El puente de hidrógeno

El puente de hidrógeno es una atracción intermolecular que aparece cuando un hidrógeno unido covalentemente a oxígeno, nitrógeno o flúor se aproxima al átomo electronegativo de otra molécula. En la imagen, las líneas punteadas unen el hidrógeno parcialmente positivo, δ⁺, de una molécula de agua con el oxígeno parcialmente negativo, δ⁻, de una molécula vecina. No constituye un enlace covalente nuevo: es una fuerza de atracción entre moléculas. Cada molécula de agua, H₂O, puede formar varios puentes de hidrógeno, creando una red dinámica que se rompe y se reorganiza continuamente mientras las moléculas se mueven.

El agua no es la única sustancia capaz de formar estas interacciones. El fluoruro de hidrógeno, HF, forma puentes de hidrógeno muy intensos; el amoníaco, NH₃, también los produce, aunque con menor intensidad que el agua. Sustancias orgánicas como el etanol, CH₃CH₂OH, los alcoholes, los ácidos carboxílicos, las aminas, los azúcares y muchas moléculas biológicas poseen grupos —OH o —NH capaces de establecerlos. Estas fuerzas aumentan la cohesión entre moléculas: se requiere más energía para separarlas. Por ello, el agua, pese a su pequeña masa molar, es líquida en condiciones ambientales, mientras compuestos de tamaño parecido, como el metano, CH₄, son gases. Los puentes de hidrógeno también contribuyen a su elevada temperatura de ebullición, tensión superficial y capacidad para disolver sustancias polares e iónicas.

Sin embargo, el agua suele sentirse menos pegajosa que los aceites. Aunque el agua posee fuerte cohesión interna, su viscosidad es baja y sus moléculas se deslizan con relativa facilidad. Además, la superficie de la piel está cubierta por sebo, una mezcla principalmente apolar de lípidos. El agua, que es polar, no se mezcla bien con esa capa y forma gotas que pueden retirarse o evaporarse. Los aceites, en cambio, son químicamente semejantes al sebo: se adhieren mejor, se extienden sobre la piel y, por su mayor viscosidad, permanecen más tiempo.

Figura. Geometría molecular y momento dipolar

La imagen relaciona la geometría molecular con el momento dipolar neto. Cada enlace polar separa parcialmente la carga: el átomo más electronegativo concentra densidad electrónica y adquiere carácter δ⁻, mientras el otro extremo queda δ⁺. Estos enlaces pueden imaginarse como vectores dipolares. La geometría determina su orientación espacial y, por tanto, si la suma vectorial produce una resultante. En moléculas muy simétricas, como BCl₃, CCl₄, PF₅ o SF₆, los dipolos individuales se distribuyen en direcciones equivalentes y se cancelan. Aunque existan enlaces polares, la sustancia no posee un polo molecular permanente. En contraste, HCl tiene un único dipolo; H₂O es angular, NH₃ es piramidal y CHCl₃ posee sustituyentes no equivalentes. En estos casos, los vectores no pueden neutralizarse completamente y queda una zona global relativamente δ⁺ y otra δ⁻.

Esta diferencia modifica las atracciones intermoleculares. Las moléculas polares se orientan de modo que su región δ⁺ se aproxime a la región δ⁻ de otra molécula, formando interacciones dipolo–dipolo. El agua añade además puentes de hidrógeno, porque sus enlaces O—H permiten una atracción especialmente intensa con los pares electrónicos de moléculas vecinas. Por eso, aunque H₂O es una molécula muy ligera, permanece líquida en condiciones ambientales. HCl también es pequeño, pero su dipolo permanente favorece interacciones más intensas que las de una molécula apolar semejante; aun así, no forma puentes de hidrógeno importantes y es gaseoso a temperatura ambiente. Su equilibrio líquido–vapor es, sin embargo, más marcado que el de una molécula apolar de tamaño comparable.

La masa molecular no decide por sí sola el estado físico. Una molécula grande y pesada puede ser gaseosa si es apolar, flexible o presenta una superficie poco adecuada para interacciones intensas; sus moléculas dependen principalmente de las fuerzas de dispersión de London. Estas aumentan con el tamaño y la polarizabilidad, pero pueden seguir siendo insuficientes frente a una polaridad fuerte o a puentes de hidrógeno. Así, la geometría explica por qué moléculas pequeñas como el agua pueden condensarse con facilidad, mientras sustancias mayores pero simétricas pueden permanecer gaseosas. El estado observable resulta del equilibrio entre energía térmica, masa, forma y fuerzas intermoleculares. 

Figura. Refuerzo de momento dipolar

La imagen representa dos situaciones en las que sí aparece un momento dipolar neto. En el primer caso existe un único enlace polar entre dos átomos con distinta electronegatividad. La densidad electrónica se desplaza hacia el extremo más electronegativo, que adquiere carga parcial δ⁻, mientras el otro extremo queda con carga parcial δ⁺. El vector asociado a esa separación apunta hacia la zona negativa y no encuentra otro vector equivalente, de igual magnitud y sentido espacial contrario, que pueda anularlo. En sustancias diatómicas como HCl, HF o HBr, esa distribución genera dos polos permanentes. Por ello son moléculas polares y pueden atraer con intensidad a otras moléculas polares.

El segundo caso muestra una geometría angular, como la del agua, H₂O. Cada enlace O—H posee un sentido electrostático desde los hidrógenos δ⁺ hacia el oxígeno δ⁻. Localmente, cargas de signo opuesto producen un campo eléctrico que se refuerza entre ambos extremos; sin embargo, para decidir la polaridad total también debemos considerar la espacialidad. Los dos vectores O—H no están sobre una misma recta ni en oposición de 180°. Forman un ángulo cercano a 104,5°. Sus componentes laterales se compensan, pero las componentes dirigidas hacia el oxígeno se suman. La resultante refuerza una región negativa alrededor del oxígeno y una región positiva hacia los hidrógenos.

Esta suma explica efectos observables en las sustancias. El agua, al poseer un dipolo intenso, establece puentes de hidrógeno entre moléculas; por eso es líquida en condiciones ambientales y disuelve muchas sustancias iónicas y polares, como el cloruro de sodio, el azúcar o el etanol. El amoníaco, NH₃, presenta una geometría piramidal y también posee dipolo neto; por ello se disuelve muy bien en agua y se licúa con mayor facilidad que moléculas apolares similares. En contraste, CO₂ es lineal: sus dipolos se cancelan, predominan las fuerzas de London y permanece gaseoso.

Figura. Anulación del momento dipolar.

La imagen explica que una molécula puede poseer enlaces polares sin presentar un momento dipolar neto. Cada enlace genera una separación local entre regiones δ⁺ y δ⁻, pero la geometría molecular determina si esas separaciones se suman o se cancelan. En el primer caso, dos vectores poseen igual magnitud y sentidos espaciales opuestos; por ello, su suma vectorial es cero. El ejemplo clásico es el dióxido de carbono, CO₂. Cada enlace C═O es polar: el carbono queda relativamente δ⁺ y los oxígenos relativamente δ⁻. Sin embargo, su estructura lineal O═C═O sitúa ambos dipolos en direcciones contrarias. La molécula resulta apolar, aunque cada enlace individual conserve su polaridad.

Esta cancelación tiene consecuencias observables en las sustancias. El CO₂ solo presenta principalmente fuerzas de dispersión de London, relativamente débiles para una molécula pequeña; por eso, a condiciones ambientales, es un gas. El disulfuro de carbono, CS₂, posee una situación geométrica semejante: sus enlaces C═S son polares en cierta medida, pero su disposición lineal permite la cancelación del dipolo molecular. También puede considerarse el etino, C₂H₂: los extremos Hδ⁺ y la región carbonada relativamente δ⁻ están distribuidos de forma lineal y simétrica, de modo que los efectos de un lado se compensan con los del otro. La simetría espacial impide establecer un polo positivo y otro negativo permanentes.

El segundo esquema expresa la misma lógica con los signos electrostáticos invertidos: si las regiones equivalentes quedan a ambos lados y los vectores son espacialmente opuestos, también se anulan. No importa que el centro sea δ⁺ y los extremos δ⁻, o al contrario; lo decisivo es la combinación entre signo, magnitud y orientación espacial. Cuando la geometría deja los dipolos enfrentados, la molécula es apolar. Cuando los vectores forman un ángulo, como en el agua, H₂O, sus componentes hacia el oxígeno se refuerzan. Entonces aparece un dipolo neto, aumentan las atracciones intermoleculares y cambian propiedades como la solubilidad, la ebullición y el estado físico.

Figura. Fritz London

 Fritz London (1900–1954) fue un físico teórico alemán, pionero de la química cuántica y del estudio moderno de las fuerzas intermoleculares. Nació en Breslau, entonces parte de Alemania y hoy Wrocław, Polonia. Estudió en las universidades de Bonn, Frankfurt, Göttingen y Múnich, en un contexto marcado por el desarrollo de la mecánica cuántica. Sus primeras investigaciones abordaron problemas de física atómica, pero pronto aplicó las nuevas herramientas matemáticas al análisis de los enlaces químicos. London comprendió que la estructura y el comportamiento de las sustancias no podían explicarse únicamente mediante modelos clásicos de partículas con cargas estáticas.

Junto con Walter Heitler, publicó en 1927 un trabajo fundamental sobre la molécula de hidrógeno, H₂. Mediante la mecánica cuántica demostraron que el enlace covalente puede entenderse como una consecuencia de la interacción entre electrones y núcleos, además de la distribución probabilística de los electrones compartidos. Este modelo ayudó a establecer las bases de la química cuántica moderna. London también explicó, junto con R. Eisenschitz, un tipo de atracción débil entre átomos y moléculas apolares. Estas interacciones, conocidas como fuerzas de dispersión de London, surgen por fluctuaciones temporales de la nube electrónica que producen dipolos instantáneos e inducidos.

La llegada del nazismo obligó a London, de origen judío, a abandonar Alemania en 1933. Trabajó temporalmente en Inglaterra y Francia antes de establecerse en Estados Unidos, donde fue profesor en la Universidad de Duke. Allí investigó temas como la superconductividad, el comportamiento cuántico de los líquidos y el magnetismo de los materiales. En su honor, las fuerzas de dispersión llevan su nombre y son esenciales para comprender por qué incluso moléculas apolares pueden atraerse entre sí. Su obra conectó la física cuántica con la química y permitió explicar fenómenos cotidianos, como la condensación de gases y las propiedades de muchas sustancias moleculares.

Figura. Kathleen Lonsdale

 Kathleen Lonsdale (1903–1971) fue una destacada cristalógrafa, química y pacifista británica, reconocida por sus aportes al estudio de la estructura de las moléculas mediante difracción de rayos X. Nació en Newbridge, Irlanda, y creció en Inglaterra. Estudió matemáticas y física en Bedford College for Women, institución vinculada con la Universidad de Londres. Posteriormente trabajó con el físico William Henry Bragg, uno de los pioneros de la cristalografía moderna. En un periodo en que las mujeres enfrentaban fuertes limitaciones dentro de la ciencia, Lonsdale construyó una carrera rigurosa y sobresaliente basada en el análisis matemático de los cristales y en la interpretación precisa de datos experimentales.

Uno de sus logros más importantes fue demostrar que la molécula de benceno posee una estructura plana y hexagonal. Esta conclusión ayudó a consolidar la comprensión de los enlaces en los compuestos aromáticos, fundamentales en la química orgánica. También investigó sustancias como el diamante y desarrolló métodos para estudiar estructuras cristalinas cada vez más complejas. Su trabajo permitió relacionar la disposición espacial de los átomos con las propiedades observables de los materiales, una idea esencial para comprender desde minerales hasta moléculas biológicas. En 1945 se convirtió, junto con Marjory Stephenson, en una de las primeras mujeres elegidas como miembros de pleno derecho de la Royal Society, una de las instituciones científicas más prestigiosas del Reino Unido.

Lonsdale defendió además una profunda postura ética frente a la ciencia y la sociedad. Durante la Segunda Guerra Mundial se negó a participar en actividades de defensa civil por sus convicciones cuáqueras y pacifistas, lo que le ocasionó un breve encarcelamiento. Lejos de abandonar su trabajo, continuó investigando, enseñando y promoviendo el acceso de las mujeres a la educación científica. En 1966 fue la primera mujer presidenta de la Unión Internacional de Cristalografía. Su trayectoria muestra que la investigación científica puede combinar precisión experimental, pensamiento matemático, compromiso social y una defensa firme de la paz.

Geometría molecular e hibridaciones sp3d^n

Regresar a [El átomo moderno]

En las hibridaciones altas sp³dⁿ, el código AXₘEₙ permite identificar rápidamente la geometría molecular alrededor del átomo central. La letra A representa el átomo central; X indica los átomos enlazados a él, y E señala los pares de electrones no enlazantes. Los subíndices muestran cuántos grupos de cada tipo existen.

Por ejemplo, en SF₆ el azufre está unido a seis átomos de flúor y no posee pares libres: su código es AX₆. Al haber seis regiones de densidad electrónica, el modelo tradicional las asocia con una disposición sp³d² y una geometría octaédrica. En ClF₅, el cloro forma cinco enlaces y conserva un par no enlazante: AX₅E; las seis regiones electrónicas producen una geometría molecular de pirámide cuadrada.

En XeF₄, el xenón forma cuatro enlaces y posee dos pares no enlazantes, por lo que se clasifica como AX₄E₂. Aunque sus seis regiones electrónicas se distribuyen inicialmente como un octaedro, los pares libres se separan hacia posiciones opuestas. Así, los cuatro enlaces restantes quedan en un mismo plano y originan una geometría cuadrado planar.

Hibridación sp3d

 Las hibridaciones sp³ permiten explicar el octeto electrónico en muchas moléculas. En este modelo, los cuatro orbitales híbridos de valencia pueden alojar hasta ocho electrones. Sin embargo, no todas las sustancias cumplen la regla del octeto: algunos átomos de periodos superiores pueden formar estructuras con más electrones alrededor del átomo central.

Pentacloruro de fósforo: Primero escribimos la fórmula molecular e identificamos el átomo central, pues este determina la geometría molecular: PCl₅. El fósforo presenta la configuración P = [Ne]3s(↑↓)3p(↑)(↑)(↑). Con una hibridación sp³ solo se describirían cuatro orbitales híbridos, insuficientes para explicar los cinco enlaces P—Cl.

En el modelo de hibridación, se incluyen un orbital s, tres orbitales p y un orbital d disponibles, formando cinco orbitales híbridos sp³d: P = [Ne]3sp³d(↑)(↑)(↑)(↑)(↑). Cada orbital semiocupado puede solaparse con un orbital de un átomo de cloro y formar un enlace σ.

Así, el fósforo queda rodeado por cinco regiones de enlace. Según la Figura [Geometría molecular], esta distribución corresponde a una geometría trigonal bipiramidal: tres átomos de cloro ocupan posiciones ecuatoriales y dos se sitúan en posiciones axiales.

Figura 1. [Geometría del PCl₅]. El PCl₅ presenta geometría trigonal bipiramidal: tres enlaces P—Cl ecuatoriales forman un plano con ángulos de 120°, mientras dos enlaces axiales se sitúan arriba y abajo. Los enlaces axiales son más largos y débiles por sus tres interacciones de 90°. Esta estructura explica su reactividad como agente de cloración y su utilidad en síntesis química de compuestos orgánicos e inorgánicos diversos.

Tetrafloruro de azufre: Primero escribimos la fórmula molecular e identificamos el átomo central, pues este determina la geometría molecular: SF₄. El azufre presenta la configuración electrónica S = [Ne]3s(↑↓)3p(↑↓)(↑)(↑). Para describir cuatro enlaces S—F y un par de electrones no enlazantes, el modelo de hibridación requiere cinco orbitales de valencia.

En este modelo, un electrón de un orbital p se promueve hacia un orbital d vacío y se forman cinco orbitales híbridos sp³d: S = [Ne]3sp³d(↑↓)(↑)(↑)(↑)(↑). Un orbital contiene el par solitario y los otros cuatro quedan semiocupados, por lo que pueden formar cuatro enlaces σ con átomos de flúor.

Así, alrededor del azufre hay cinco regiones electrónicas: cuatro enlazantes y una no enlazante. La disposición electrónica es trigonal bipiramidal, pero el par solitario ocupa una posición ecuatorial y la geometría molecular resultante es de balancín.

Figura 2. [Geometría del SF₄]. El tetrafluoruro de azufre, SF₄, posee una geometría de balancín originada por cuatro enlaces S–F y un par libre. Esta disposición asimétrica impide cancelar los dipolos, por lo que es una molécula polar. Sus fuerzas intermoleculares dipolo–dipolo y de London explican su estado gaseoso; además, reacciona con la humedad y produce sustancias corrosivas que requieren manipulación cuidadosa en laboratorio especializado.

Trifluoruro de cloro: Primero escribimos la fórmula molecular e identificamos el átomo central, pues este determina la geometría molecular: ClF₃. La configuración electrónica del cloro es Cl = [Ne]3s(↑↓)3p(↑↓)(↑↓)(↑). Para describir tres enlaces Cl—F y dos pares electrónicos no enlazantes, el modelo requiere cinco orbitales de valencia.

Mediante una hibridación sp³d, se obtienen cinco orbitales híbridos: Cl = [Ne]3sp³d(↑↓)(↑↓)(↑)(↑)(↑). Dos orbitales alojan los pares solitarios, mientras que los otros tres quedan semiocupados y pueden formar enlaces σ con tres átomos de flúor.

Existen, entonces, cinco regiones electrónicas alrededor del cloro: tres enlazantes y dos no enlazantes. La disposición electrónica es trigonal bipiramidal, pero los pares solitarios ocupan posiciones ecuatoriales, donde originan menor repulsión. Por ello, la geometría molecular resultante de ClF₃ corresponde a una forma de T.

 

Figura 3. [Geometría de ClF₃]. El trifluoruro de cloro, ClF₃, posee una geometría en T causada por tres enlaces y dos pares libres. Su forma asimétrica impide la cancelación de dipolos, por lo que es una sustancia polar. Presenta fuerzas dipolo–dipolo y de London, con baja ebullición. Además, su extrema reactividad, carácter oxidante y acción corrosiva exigen manipulación seca, controlada y especializada en laboratorio.

Hibridación sp3d2

Continuamos con las hibridaciones que van más allá de los octetos.

Hexafluoruro de azufre: Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula molecular y ubicar el átomo central, pues este determina la geometría molecular: SF₆. Luego escribimos la configuración electrónica del azufre: S = [Ne] 3s(↑↓) 3p(↑↓)(↑)(↑). Una hibridación sp³ solo permitiría formar cuatro enlaces, pero requerimos seis; por ello, empleamos dos orbitales d adicionales: S = [Ne] 3sp³d²(↑)(↑)(↑)(↑)(↑)(↑). De esta manera obtenemos seis enlaces sigma. Al analizar la Figura [Geometría molecular], la geometría correspondiente es un octaedro.

Figura 4. [Geometría del SF₆]. El hexafluoruro de azufre, SF₆, presenta una geometría octaédrica muy simétrica. Aunque cada enlace S–F es polar, sus dipolos se cancelan, por lo que la molécula es apolar. Predominan las fuerzas de London, explicando su estado gaseoso. Su estructura cerrada favorece gran inercia química y rigidez dieléctrica, pero también una persistencia atmosférica preocupante como gas de efecto invernadero muy potente.

Pentafluoruro de cloro: Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula molecular y ubicar el átomo central, pues este determina la geometría molecular: ClF₅. Luego escribimos la configuración electrónica del cloro: Cl = [Ne] 3s(↑↓) 3p(↑↓)(↑↓)(↑). Una hibridación sp³ solo permitiría formar cuatro enlaces, pero requerimos cinco; por ello, empleamos dos orbitales d adicionales: Cl = [Ne] 3sp³d²(↑↓)(↑)(↑)(↑)(↑)(↑). De esta manera obtenemos cinco enlaces sigma y un par no enlazante. Al analizar la Figura [Geometría molecular], la geometría correspondiente es una pirámide cuadrada.

Figura 5. [Geometría de ClF₅]. El pentafluoruro de cloro, ClF₅, posee una geometría de pirámide cuadrada con cinco enlaces y un par libre. Su forma asimétrica impide cancelar los dipolos Cl–F, por lo que es una molécula polar. Presenta fuerzas dipolo–dipolo y de London, explicando su carácter gaseoso. Además, reacciona con la humedad y forma productos corrosivos, por lo que exige manipulación seca y especializada en laboratorio.

Tetrafluoruro de xenon: Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula molecular e identificar el átomo central, pues este determina la geometría molecular: XeF₄. El xenón presenta seis regiones de densidad electrónica a su alrededor: cuatro destinadas a formar enlaces sigma con el flúor y dos correspondientes a pares no enlazantes. En el modelo tradicional, esta disposición se representa mediante una hibridación sp³d². Al analizar la Figura [Geometría molecular], la geometría molecular que corresponde a XeF₄ es cuadrado planar.

Figura 6. [Geometría del XeF₄]. El tetrafluoruro de xenón, XeF₄, posee geometría cuadrado planar con cuatro enlaces y dos pares libres opuestos. Aunque los enlaces Xe–F son polares, sus dipolos se cancelan por la simetría, de modo que la molécula es apolar. Predominan las fuerzas de London, y su elevada masa molar favorece un sólido molecular a baja temperatura. Puede reaccionar como agente fluorante selectivo.

Referencias

Gillespie, R. J., & Hargittai, I. (1991). The VSEPR model of molecular geometry. Allyn and Bacon.

Housecroft, C. E., & Sharpe, A. G. (2018). Inorganic chemistry (5th ed.). Pearson.

International Union of Pure and Applied Chemistry. (n.d.). VSEPR model. In Compendium of chemical terminology (the Gold Book). https://goldbook.iupac.org/terms/view/V06685

National Center for Biotechnology Information. (n.d.). PubChem compound summary: Sulfur hexafluoride. PubChem. https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/Sulfur-hexafluoride

National Center for Biotechnology Information. (n.d.). PubChem compound summary: Sulfur tetrafluoride. PubChem. https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/Sulfur-tetrafluoride

National Center for Biotechnology Information. (n.d.). PubChem compound summary: Chlorine trifluoride. PubChem. https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/Chlorine-trifluoride

National Center for Biotechnology Information. (n.d.). PubChem compound summary: Chlorine pentafluoride. PubChem. https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/Chlorine-pentafluoride

National Center for Biotechnology Information. (n.d.). PubChem compound summary: Xenon tetrafluoride. PubChem. https://pubchem.ncbi.nlm.nih.gov/compound/Xenon-tetrafluoride

Pimentel, G. C. (1951). The bonding of trihalide and bifluoride ions by the molecular orbital method. The Journal of Chemical Physics, 19(4), 446–448. https://doi.org/10.1063/1.1748245

Reed, A. E., Schleyer, P. v. R., & Schaefer, H. F., III. (1990). Chemical bonding in hypervalent molecules: A proposed alternative to d-orbital participation. Journal of the American Chemical Society, 112(4), 1434–1445. https://doi.org/10.1021/ja00160a005

Intergovernmental Panel on Climate Change. (2021). Climate change 2021: The physical science basis. Contribution of Working Group I to the Sixth Assessment Report. Cambridge University Press. https://www.ipcc.ch/report/ar6/wg1/

Figura. Geometría del XeF₄

El tetrafluoruro de xenón, XeF₄, es una sustancia molecular covalente cuya geometría cuadrado planar depende de cuatro enlaces Xe–F y dos pares no enlazantes sobre el xenón. Las seis regiones electrónicas se organizan inicialmente con disposición octaédrica; sin embargo, los pares libres se sitúan en posiciones opuestas. Así, los cuatro átomos de flúor quedan en un mismo plano, formando los vértices de un cuadrado alrededor del átomo central. Esta distribución reduce las repulsiones entre los pares libres y estabiliza la estructura molecular. Aunque los enlaces Xe–F son individuales y marcadamente polares, su orientación espacial resulta decisiva para comprender el comportamiento global de la sustancia.

En XeF₄, cada enlace presenta un dipolo dirigido hacia el flúor, que posee mayor electronegatividad que el xenón. No obstante, la forma cuadrado planar es altamente simétrica: los dipolos de enlaces opuestos tienen igual magnitud y sentidos contrarios. Por ello, se cancelan y la molécula carece de un momento dipolar neto; globalmente, XeF₄ es una molécula apolar. Entre sus moléculas predominan las fuerzas de dispersión de London, originadas por fluctuaciones temporales de la nube electrónica. No presenta fuerzas dipolo–dipolo permanentes ni puede formar puentes de hidrógeno, pues no contiene hidrógeno enlazado a átomos electronegativos.

La ausencia de una red iónica, metálica o covalente extendida hace que XeF₄ se comporte como una sustancia molecular, con fuerzas intermoleculares relativamente débiles frente a los enlaces Xe–F internos. Sin embargo, su elevada masa molar y la polarizabilidad de sus electrones fortalecen las fuerzas de London respecto a moléculas apolares pequeñas. Puede formar un sólido molecular cristalino al disminuir la temperatura, pero sus partículas continúan siendo moléculas discretas, no iones. La geometría cuadrado planar también favorece una distribución electrónica externa equilibrada, relacionada con su baja polaridad global. Aun así, XeF₄ puede actuar como agente fluorante y reaccionar con determinadas sustancias; por tanto, debe manipularse bajo condiciones controladas.

Figura. Geometría de ClF₅

El pentafluoruro de cloro, ClF₅, es una sustancia molecular covalente cuya forma de pirámide cuadrada procede de cinco enlaces Cl–F y un par no enlazante sobre el átomo central. Sus seis regiones de densidad electrónica se distribuyen inicialmente como un octaedro, pero el par libre ocupa una posición opuesta al flúor apical. Así quedan cuatro átomos de flúor formando una base cuadrada y un quinto situado sobre ella. Esta distribución es asimétrica: aunque los enlaces Cl–F son equivalentes en composición, sus direcciones espaciales no permiten una compensación completa de sus efectos eléctricos.

Cada enlace Cl–F es polar, porque el flúor atrae con mayor intensidad la densidad electrónica compartida. En una estructura octaédrica totalmente simétrica, los dipolos de enlace se anularían; sin embargo, la ausencia de un átomo en la posición ocupada por el par libre deja una resultante dirigida hacia la zona piramidal. Por ello, ClF₅ posee un momento dipolar neto y se comporta como una sustancia polar. Entre sus moléculas actúan fuerzas de dispersión de London y atracciones dipolo–dipolo. No puede formar puentes de hidrógeno, pues carece de hidrógeno unido directamente a flúor, oxígeno o nitrógeno.

Estas fuerzas intermoleculares, mucho más débiles que una red iónica o metálica, explican que ClF₅ tenga temperaturas de cambio de estado bajas y sea un gas incoloro en condiciones ambientales. Puede condensarse al enfriarse o comprimirse, pero no forma un sólido resistente como las sales. Su geometría no determina por sí sola toda su química, aunque acompaña una distribución electrónica desigual asociada con su elevada reactividad. El compuesto reacciona con la humedad y puede generar productos corrosivos, incluidos compuestos fluorados ácidos. Por esta razón, requiere recipientes adecuados, atmósferas secas y manipulación especializada. La pirámide cuadrada permite relacionar su polaridad, comportamiento gaseoso e interacciones moleculares.

Figura. Geometría del SF₆

El hexafluoruro de azufre, SF₆, es una sustancia molecular covalente formada por un átomo de azufre central rodeado por seis átomos de flúor. Su geometría octaédrica distribuye los seis enlaces S–F hacia los vértices de un octaedro, con ángulos de 90° entre enlaces vecinos y de 180° entre enlaces opuestos. Esta disposición altamente simétrica minimiza las repulsiones entre las regiones de densidad electrónica y da origen a una molécula particularmente estable. Aunque los enlaces individuales son polares, todos presentan la misma orientación espacial equilibrada alrededor del átomo central.

La simetría de la geometría octaédrica permite que los dipolos de los seis enlaces S–F se compensen por completo. Por ello, SF₆ no posee un momento dipolar neto y se comporta globalmente como una molécula apolar. Entre sus moléculas predominan las fuerzas de dispersión de London, originadas por fluctuaciones temporales de la nube electrónica. Como no presenta atracciones dipolo–dipolo permanentes ni puentes de hidrógeno, sus fuerzas intermoleculares son relativamente débiles. En consecuencia, tiene temperaturas de fusión y ebullición bajas; a presión atmosférica y temperatura ambiente se encuentra como un gas incoloro, más denso que el aire.

La geometría también ayuda a explicar la notable inercia química de SF₆. Su estructura cerrada, simétrica y estable dificulta que otras sustancias alcancen eficazmente al átomo de azufre central. Por esta razón, el compuesto no es inflamable y posee elevada rigidez dieléctrica, propiedad aprovechada como gas aislante en algunos equipos eléctricos de alta tensión. Sin embargo, su estabilidad implica un problema ambiental: SF₆ permanece mucho tiempo en la atmósfera y es un gas de efecto invernadero muy potente. Así, la geometría octaédrica se relaciona con su apolaridad, estado gaseoso, baja reactividad y persistencia ambiental.

Figura. Geometría de ClF₃

El trifluoruro de cloro, ClF₃, es una sustancia molecular covalente cuya geometría en forma de T se origina porque el átomo central posee tres enlaces Cl–F y dos pares libres. Aunque las cinco regiones electrónicas se disponen inicialmente como una bipirámide trigonal, los pares libres ocupan las posiciones ecuatoriales, donde sufren menor repulsión. Esta distribución deja dos átomos de flúor enfrentados y un tercero perpendicular a ellos. La forma resultante es claramente asimétrica, por lo que determina varias propiedades físicas y químicas de la sustancia.

Los enlaces Cl–F son polares debido a la mayor electronegatividad del flúor. En una molécula con geometría muy simétrica, los dipolos de enlace podrían compensarse; sin embargo, en ClF₃ la forma de T impide esa cancelación. Por ello, la molécula presenta un momento dipolar neto y es una sustancia polar. Entre sus moléculas actúan fuerzas de dispersión de London y atracciones dipolo–dipolo, pero no se forman puentes de hidrógeno. Estas interacciones son más débiles que los enlaces de una red iónica o metálica, de modo que ClF₃ posee temperaturas de fusión y ebullición relativamente bajas para una sustancia que contiene cloro y flúor.

A temperatura ambiente, ClF₃ puede presentarse como un gas o condensarse con facilidad al disminuir ligeramente la temperatura, pues su punto de ebullición es cercano a 12 °C. No obstante, su comportamiento como sustancia no depende solo de las fuerzas intermoleculares: también es un compuesto extremadamente reactivo, oxidante y corrosivo. Reacciona vigorosamente con agua, materiales orgánicos y numerosas sustancias, produciendo compuestos peligrosos, entre ellos fluoruro de hidrógeno. La geometría en T no explica por sí sola toda su reactividad, pero revela una distribución electrónica desigual que acompaña su elevada polaridad y ayuda a comprender por qué debe manipularse únicamente bajo condiciones secas, controladas y especializadas.

Figura. Geometría del SF₄

El tetrafluoruro de azufre, SF₄, es una sustancia molecular covalente cuya forma de balancín resulta de cinco regiones de densidad electrónica alrededor del átomo central. Cuatro regiones corresponden a enlaces S–F y una contiene un par libre; por ello, la disposición electrónica es bipiramidal trigonal, aunque la geometría visible de los núcleos no lo sea. El par libre ocupa una posición ecuatorial, donde experimenta menos repulsiones. Su mayor capacidad de repeler los pares enlazantes comprime los ángulos de enlace y produce una molécula asimétrica, con dos flúores axiales y dos flúores ecuatoriales químicamente no equivalentes.

Aunque cada enlace S–F es fuertemente polar, una molécula perfectamente simétrica podría cancelar sus dipolos. En SF₄ esto no ocurre, porque la geometría de balancín impide una compensación completa de las polaridades. Por tanto, posee un momento dipolar neto y se comporta como una sustancia polar. Entre sus moléculas actúan fuerzas de dispersión de London y atracciones dipolo–dipolo; sin embargo, no existen puentes de hidrógeno, pues no contiene hidrógeno enlazado a nitrógeno, oxígeno o flúor. Estas fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que una red iónica, lo que favorece temperaturas de fusión y ebullición relativamente bajas.

Como consecuencia, SF₄ se presenta normalmente como un gas incoloro en condiciones ambientales y puede condensarse al disminuir la temperatura o aumentar la presión. Su polaridad contribuye a que interaccione con moléculas polares, pero no significa que sea estable en agua. Al contrario, reacciona con la humedad y se hidroliza, formando sustancias corrosivas que incluyen fluoruro de hidrógeno y compuestos oxigenados de azufre. Por ello requiere manipulación seca y controlada. La geometría molecular no solo permite reconocer su polaridad: también ayuda a comprender su carácter reactivo, sus interacciones intermoleculares y su comportamiento físico como sustancia molecular.