Modelo de repulsión de pares electrónicos y geometría molecular

Los enlaces covalentes tienen una dirección determinada y las distancias de enlace y los ángulos entre los mismos pueden medirse aplicando técnicas de difracción de rayos X. La geometría viene dada por la repulsión de los pares de e^– del átomo central teniendo en cuenta que las parejas de e^– se sitúan lo más alejadas posibles.

Según el número y tipo de enlace, así como del número de pares de e^– sin compartir podemos clasificar las moléculas en los siguientes grupos:

·      El átomo central sólo tiene pares de e^– de enlace sencillo.

·      El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.

·      El átomo central tiene pares de e^– sin compartir.

·      El átomo central tiene un enlace doble.

El átomo central sólo tiene pares de e^– de enlace sencillo.

Según el número de enlaces, éstos se sitúan lo más alejados posibles para evitar lo que se pueda la repulsión entre dichas nubes electrónicas.

Así, si existen dos enlaces con dos átomos, éstos se dirigirán en sentidos contrarios formando quedando los tres átomos alineados, es decir, formando un ángulo de 180º. En el caso de tres enlaces, la manera más alejada de situarse es formando ángulos de 120º estando todos los átomos en el mismo plano. Con cuatro enlaces, éstos se dirigirán hacia los vértices de un tetraedro.

Ejemplos:

BeF₂:  El Be tiene 2 pares de e^– Þ Ang. enl. = 180º.

BCl₃:    El B tiene 3 pares de e^– Þ Ang. enl. = 120º.

CH₄:    El C tiene 4 pares de e^– Þ Ang. enl. = 109,4º.

El átomo central tiene dos dobles enlaces o uno sencillo y uno triple.

Como se une únicamente a dos elementos la geometría es lineal, es decir, el ángulo que forma el átomo central con los dos átomos a los que está unido es de 180º.

Ejemplos:

C₂H₂: Etino (acetileno). Cada C forma un triple enlace y uno sencillo.

CO₂: El carbono forma dos dobles enlaces.

El átomo central tiene pares de e– sin compartir.

La repulsión de éstos pares de e^– sin compartir es mayor que entre pares de e^– de enlace.

Ejemplos:

NH₃: El N tiene 3 pares de e^– compartidos y 1 sin compartir Þ Ang. enl. = 107’3º < 109’4º

H₂O: El O tiene 2 pares de e– compartidos y 2 sin compartir Þ Ang. enl. = 104’5º < 109’4º

El átomo central tiene un enlace doble.

La repulsión debida a 2 pares electrónicos  compartidos es mayor que la de uno.

CH₂=CH₂ (eteno): Cada átomo de carbono tiene 2 pares de e^– compartidos con el otro carbono y 2 pares de e^– compartidos con sendos átomos de hidrógeno, de manera que:

·      Ang. enl. H–C=C:  122º > 120º (triangular)

·      Ang. enl. H–C–H:  116º < 120º (triangular)

Ejercicio B (Selectividad. Madrid Junio 1997).

Explique: a) Si las estructuras de Lewis justifican la forma geométrica de las moléculas o si ésta se debe determinar experimentalmente para poder proponer la representación correcta .b) Si cada molécula se representa en todos los casos por una única formula estructural. c) Representar las estructuras de Lewis de las siguientes especies: H₂O y NO₃^– d) ¿Justifican las representaciones de las moléculas anteriores la estabilidad de las mismas? Ö