Geometría Molecular VSEPR y Puentes de Hidrógeno: Impacto en Propiedades Químicas

Teoría VSEPR y Geometría Molecular

La teoría VSEPR (Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia) se desarrolla para explicar la geometría de las moléculas a partir de las estructuras de Lewis. Esta teoría considera que los pares de electrones, tanto enlazantes como no enlazantes, del átomo central se orientan en el espacio de tal manera que las repulsiones entre ellos sean mínimas. Esta orientación espacial determina la geometría de la molécula.

Geometría del PCl5

En el caso del PCl5, el fósforo tiene a su alrededor 5 pares de electrones enlazantes correspondientes a los 5 enlaces covalentes con los átomos de cloro. De estos 5 pares de electrones, 3 se orientan en un plano con ángulos de 120º y los otros dos perpendiculares a dicho plano, dando lugar a una molécula con forma de bipirámide trigonal.

Geometría del Agua (H2O)

En el agua, el átomo de oxígeno tiene dos pares de electrones enlazantes y dos pares no enlazantes. La orientación espacial de los cuatro pares de electrones que implica una menor repulsión se corresponde con un tetraedro ideal con ángulos de 109,5º. Como solo hay dos enlaces, la molécula tendrá una forma angular en la que el ángulo es de unos 104,5º debido al efecto repulsivo de los dos pares no enlazantes.

Geometría del Amoníaco (NH3)

En el NH3, el nitrógeno tiene 3 pares de electrones enlazantes, que son los que corresponden a los tres enlaces con los tres átomos de hidrógeno, y un par de electrones no enlazantes. La orientación espacial que implica una menor repulsión se corresponde con un tetraedro ideal con ángulos de 109,5º. Como solo hay tres enlaces, la molécula tendrá forma de pirámide trigonal en la que los ángulos son de unos 107º debido al efecto repulsivo del par no enlazante.

Geometría del Metano (CH4)

En la molécula de metano, CH4, el átomo de carbono tiene cuatro pares de electrones enlazantes que se distribuyen en el espacio según un tetraedro para minimizar al máximo la repulsión entre los mismos. Como el carbono está unido a cuatro átomos de hidrógeno, la molécula será también tetraédrica.

Puentes de Hidrógeno: Uniones Intermoleculares Clave

En las moléculas que contienen un enlace entre el hidrógeno y un átomo muy electronegativo y muy pequeño (F, O, N), este atrae fuertemente a los electrones del enlace, dejando una fuerte densidad de carga positiva sobre el hidrógeno y negativa sobre sí mismo. Esto hace posible que las moléculas puedan unirse entre sí por simple atracción electrostática, uniones intermoleculares conocidas como puentes de hidrógeno.

Esto explica el punto de ebullición tan elevado del agua respecto a los otros compuestos del hidrógeno con los elementos del grupo 16, ya que en el caso del agua habrá que comunicar una energía extra para romper los puentes de hidrógeno entre sus moléculas y así pasarla al estado gaseoso. Este tipo de uniones intermoleculares constituyen un caso particular de las Fuerzas de Van der Waals, siendo más intensas que otras fuerzas atractivas entre dipolos permanentes presentes en otras moléculas polares.