Geometría molecular

[Átomo moderno] Sección 5. [Geometría molecular] [Solubilidad y estabilidad molecular] [Fórmulas y ejemplos]

La Geometría molecular describe la organización tridimensional de las moléculas, determinando sus propiedades físicas y químicas. La forma de una molécula depende de la disposición de sus átomos en el espacio, lo que a su vez es influenciado por el tipo de enlace y la repulsión entre electrones.

Las moléculas iónicas (metal + no-metal) forman redes iónicas (empaquetados cúbicos), donde los iones positivos y negativos se organizan en una estructura regular, maximizando la atracción electrostática y minimizando la repulsión. Estas estructuras presentan elevados puntos de fusión y conductividad eléctrica en estado fundido o en solución. En contraste, las moléculas covalentes (no-metales) presentan enlaces en los que los electrones son compartidos entre átomos, generando estructuras discretas con geometrías definidas.

Figura 1. Una red iónica es un tipo de geometría molecular en la que los iones se organizan en una estructura tridimensional altamente ordenada debido a la atracción electrostática entre cationes y aniones. Estas redes forman empaquetados cúbicos estables, dando lugar a estructuras cristalinas con elevados puntos de fusión y alta dureza. Existen varios tipos de cristalización iónica, incluyendo la estructura cúbica simple, en la que los iones se disponen en un patrón repetitivo básico; la cúbica centrada en el cuerpo (BCC), con un ion central rodeado por otros en los vértices; y la cúbica centrada en las caras (FCC), donde los iones ocupan tanto los vértices como las caras del cubo, proporcionando mayor estabilidad y densidad a la red iónica..

Las reglas de la teoría de repulsión TRePEV (Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia) explican la forma de las moléculas basándose en la interacción entre los pares de electrones en la capa de valencia de un átomo central. Esta teoría postula que los orbitales atómicos se fusionan en orbitales híbridos + pares no enlazantes, minimizando la repulsión electrostática. Los orbitales híbridos y los pares no enlazantes se repelen tridimensionalmente, generando una disposición específica para reducir la interacción repulsiva. Estas unidades estructurales, denominadas lóbulos, determinan la configuración molecular y su reactividad.

Las geometrías moleculares se determinan según el número de lóbulos alrededor del átomo central, siguiendo una tabla estándar de formas. Cuando un átomo central forma enlaces covalentes, sus orbitales pueden hibridar, dando lugar a distintas configuraciones:

Tabla 1. La teoría de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (TRePEV) explica la geometría molecular basándose en la repulsión entre los pares de electrones enlazantes y no enlazantes alrededor del átomo central. Estos electrones se distribuyen tridimensionalmente para minimizar la repulsión electrostática, determinando así la forma de la molécula. La tabla de la TRePEV clasifica las geometrías moleculares según el número de lóbulos, es decir, los orbitales híbridos y pares no enlazantes. Con dos lóbulos, la geometría es lineal; con tres, puede ser trigonal plana o angular; con cuatro, tetraédrica, trigonal piramidal o angular; con cinco, trigonal bipiramidal, balancín, forma T o lineal; y con seis, octaédrica, cuadrada piramidal, cuadrada planar, forma T o lineal..

En la hibridación sp¹, un orbital s y un orbital p se combinan, generando dos orbitales sp¹ y dejando dos orbitales p sin hibridar. Esta configuración conduce a una geometría lineal, con un ángulo de enlace de 180°.

En la hibridación sp², un orbital s y dos orbitales p se combinan para formar tres orbitales sp², dejando un orbital p sin hibridar. Esto da lugar a una geometría trigonal plana con un ángulo de enlace de aproximadamente 120°. Si hay pares no enlazantes, la geometría puede ser angular, con ángulos de enlace menores a 120° debido a la repulsión adicional de los pares libres.

En la hibridación sp³, un orbital s y tres orbitales p se fusionan para formar cuatro orbitales sp³, lo que da como resultado una geometría tetraédrica con ángulos de enlace de 109.5°. Si uno de los orbitales híbridos contiene un par no enlazante, la geometría se convierte en trigonal piramidal con un ángulo de enlace ligeramente menor. Si hay dos pares no enlazantes, la geometría se vuelve angular.

En la hibridación sp³d¹, un orbital s, tres orbitales p y un orbital d se combinan, formando cinco orbitales sp³d¹. Esta configuración permite diversas geometrías, incluyendo trigonal bipiramidal (cuando no hay pares no enlazantes), balancín (con un par no enlazante), forma T (con dos pares no enlazantes) y lineal (con tres pares no enlazantes).

Figura 1. La geometría tetraédrica es una de las más importantes en química, ya que influye directamente en la disposición tridimensional de muchas moléculas covalentes y es fundamental en el estudio de la química orgánica. En esta geometría, los átomos o grupos funcionales se distribuyen alrededor de un átomo central en los vértices de un tetraedro, con ángulos de aproximadamente 109,5°. Esta estructura es clave en los compuestos de carbono, como el metano (CH₄) y otros hidrocarburos, ya que el carbono tetravalente forma enlaces sp³. La disposición tetraédrica influye en las propiedades físicas y químicas de los compuestos orgánicos y será un concepto recurrente en capítulos posteriores, donde se explorarán los efectos estéricos, la isomería y la reactividad de diversas moléculas..

En la hibridación sp³d², un orbital s, tres orbitales p y dos orbitales d se combinan para generar seis orbitales sp³d², dando lugar a una geometría octaédrica si no hay pares no enlazantes. La presencia de uno o más pares no enlazantes modifica la estructura, generando geometrías como pirámide cuadrada, cuadrado planar, forma T y lineal, dependiendo de la cantidad de pares libres.

Los enlaces sigma (σ) se forman por la superposición directa de orbitales atómicos a lo largo del eje de unión, lo que genera un enlace fuerte y estable. Pueden formarse entre orbitales s-s, s-p o híbridos. En contraste, los enlaces pi (π) ocurren cuando los orbitales atómicos tipo p no hibridados se solapan lateralmente, dando lugar a un enlace menos fuerte que el sigma. Estos enlaces se presentan en moléculas con enlaces dobles o triples, donde los orbitales p paralelos crean regiones de densidad electrónica arriba y abajo del plano de los átomos unidos.

Figura 1. El etino (C₂H₂) es una molécula con un enlace triple entre los dos átomos de carbono. Este enlace se compone de un enlace sigma (σ), que resulta de la superposición frontal de dos orbitales híbridos sp, y dos enlaces pi (π), que se forman por la superposición lateral de los orbitales p no hibridados de cada carbono. Estos enlaces pi crean regiones electrónicas con forma de donas que rodean el eje de unión entre ambos núcleos de carbono. Uno de los enlaces pi está ubicado por encima y por debajo del plano molecular, mientras que el otro se encuentra delante y detrás, generando una envoltura electrónica en forma de doble anillo. Esta disposición impide la libre rotación entre los carbonos y confiere rigidez estructural a la molécula. La distribución de los electrones en estos anillos electrónicos fortalece el enlace, haciendo del etino una molécula altamente reactiva en ciertas condiciones químicas.

Los enlaces dobles están compuestos por un enlace sigma y un enlace pi, mientras que los enlaces triples contienen un enlace sigma y dos enlaces pi. En estos casos, los orbitales híbridos generan la estructura principal, mientras que los orbitales p sin hibridar forman los enlaces adicionales. Los enlaces pi restringen la rotación molecular, lo que influye en la reactividad y las propiedades de las sustancias.

La teoría de repulsión de pares de electrones de valencia predice la geometría de una molécula basándose en la minimización de la repulsión entre los pares de electrones. Los pares enlazantes y no enlazantes afectan la distribución espacial de los átomos y pueden distorsionar la geometría ideal de una molécula. Por ejemplo, el agua (H₂O) presenta una geometría angular debido a la repulsión generada por los pares no enlazantes del oxígeno, mientras que el metano (CH₄) adopta una geometría tetraédrica ideal.

Las aplicaciones de la geometría molecular incluyen la predicción de la polaridad molecular, la solubilidad, la reactividad química y las propiedades físicas de las sustancias. Moléculas con geometrías simétricas tienden a ser apolares, mientras que aquellas con distribución electrónica desigual suelen ser polares, lo que afecta sus interacciones con otras sustancias en soluciones y reacciones químicas.