(Ciencias de Joseleg) (Química) (Lenguaje químico) (Enlace químico) (Ejercicios resueltos) (Introducción) (Generalidades) (Historia) (Enlace químico fuerte) (Enlace químico débil) (Símbolos de Lewis y el octeto) (Energía reticular) (Enlace covalente y su representación) (Enlace covalente polar) (Diferenciando entre iónico y covalente) (Dibujado estructuras de Lewis) (Estados de oxidación, cargas formales y reales) (Resonancia) (Desviaciones del octeto) (Enlace covalente coordinado) (Enlace metálico) (Teoría del enlace de valencia) (Teoría del orbital molecular) (Efecto del enlace químico en los estados de la materia) (Referencias bibliográficas)
Una vez resuelto el asunto de la distribución de los electrones en átomos individuales, aún quedaba el asunto del enlace químico ¿por qué el enlace químico existe? ¿porque los átomos individuales se unen y no permanecen separados como en los gases nobles? o ¿cómo definir la geometría de la molécula?
Figura 17‑1. Energía de la molécula de hidrógeno en
términos de la distancia entre hidrógenos. La
energía con respecto a la distancia de dos átomos de hidrógeno establece un
punto de equilibrio en E2 donde la energía de la molécula como un todo es menor
a la de los dos átomos por separado o demasiado unidos, de esta forma las moléculas
se forman debido a la generación de distancias donde la sustancia existe como
una entidad de baja energía muy estable.
Adicionalmente no se explica porque enlaces de un mismo tipo
puedan tener propiedades diferentes, por ejemplo, los enlaces que unen la
molécula de gas de hidrógeno H-H y la molécula del gas de flúor F-F son en
esencia un enlace covalente perfecto de tipo sigma, pero aun cuando son el
mismo tipo de enlace, propiedades físicas como la energía de enlace y la
distancia de enlace son diferentes. Estos y muchos otros fenómenos no pueden
ser explicados por la teoría de Lewis y sus derivados que vimos en el enlace químico
clásico.
Para un entendimiento más completo del enlace químico es
necesario mirar la teoría cuántica, aunque sea en términos cualitativos. Hasta el momento se han formulado dos teorías
mecánico cuánticas para describir el enlace covalente. La primera es la teoría
del enlace de valencia que asume que los electrones en una molécula ocupan
orbitales atómicos de los átomos individuales. Esto nos permite mantener una
imagen de los átomos individuales durante la formación de la molécula, o en
otras palabras, predecir geometrías empleando solo el átomo central como guía.
La segunda teoría se denomina orbital molecular, la cual
asume la formación de orbitales moleculares a partir de los orbitales atómicos.
Ninguna de las dos teorías es perfecta o explica todos los aspectos del enlace,
pero tomadas en conjunto han permitido el entendimiento de las propiedades
medibles de muchas moléculas. Comencemos la discusión de la teoría del enlace
de valencia discutiendo la formación de la molécula de hidrógeno gaseoso H-H. La
teoría de Lewis describe la formación de este enlace en términos del
emparejamiento de electrones provenientes de cada uno de los átomos de
hidrógeno.
Ahora ingresa la parte cuántica. Individualmente cada
hidrogeno debe poseer un solo electrón en el nivel 1s, el cual tiene una forma
de probabilidad esférica. El electrón en dicha posición mantiene un estado de
energía determinado que podríamos llamar como estado inicial o E1. Debido a que
es el estado de inicio arbitrariamente definimos que E1 es igual a cero y a
partir de él se miden cambios de energía. El enlace sigma entre orbitales 1s se
da por el sobrelapamiento del volumen probable en el cual se puede encontrar un
electrón, creando un volumen efectivo en el cual es muy probable encontrar los
electrones de los átomos independientes. Una vez en medio, la carga
electrostática de los dos electrones mantiene unido a los núcleos positivos de
ambos átomos.
La pregunta es qué pasa con la energía cuando los orbitales
1s se sobrelapan. La respuesta experimental es una emisión energética, en otras
palabras, el nuevo orbital de la molécula es mucho más estable, o lo que es lo
mismo, porta menos energía que los orbitales 1s por separado. En el punto más
estable los núcleos se encuentran bastante cerca unidos por los dos electrones,
punto de denominamos E2. Ahora, más allá de E2 los núcleos no se acercan más ya
que a la distancia mínima de enlace las cargas de los protones empiezan a
interactuar entre sí en los dos átomos independientes, en otras palabras, los
dos núcleos positivos empiezan a repelerse, por lo que para acercar más los
núcleos hay que adicionar energía, y para que se toquen la energía sigue una
asíntota ascendente que tiende al infinito, pero que no es infinito. De hecho,
tanto en las bombas de hidrogeno como en los núcleos de las estrellas dicha
energía es alcanzando y los núcleos del hidrogeno se tocan.
Ahora, la repulsión provocada por los núcleos explicaría
parcialmente la diferencia de propiedades del enlace tipo sigma perfecto. En la
molécula de flúor la distancia mínima antes de que los núcleos empiecen a
repelerse entre sí es mayor debido a que el núcleo del flúor posee una mayor
carga electrostática positiva, por lo que se repelerá con más fuerza. En ese
sentido, la teoría del enlace de valencia es una teoría para el estado
energético del enlace con respecto a las cargas electrostáticas, no solo de los
electrones, sino también de los núcleos, lo cual da una imagen más clara de la
formación del enlace químico. En términos más generales, la teoría del enlace
de valencia establece que los enlaces se forman entre átomos cuyas moléculas
alcanzan un estado energético menor al de los átomos por separado.
Los enlaces covalentes pueden diferenciarse en dos
categorías básicas, el enlace sigma y el enlace pi. Reconocer las diferencias
entre estos dos tipos de enlace es crucial para poder entender la geometría
molecular, ya que uno de los enlaces influye fuertemente en la geometría
molecular mientras que el otro no.
En química el enlace covalente tipo sigma es el enlace más
fuerte. Estos se forman mediante el sobrelapamiento de los orbitales atómicos
para formar orbitales moleculares más estables y de menor energía. Típicamente
los enlaces sigma son los primeros en formarse por lo que corresponderán a casi
cualquier enlace simple; mientras que los enlaces múltiples contendrán un
enlace sigma y varios enlaces pi que son más inestables. Los enlaces sigma
pueden rotar subre su propio eje, permitiendo que los átomos unidos puedan rotar
como un tornillo en una tuerca.
En química los enlaces pi son enlaces covalentes que se
forman mediante el sobrelapamiento de dos lóbulos de probabilidad de orbitales
que posean como mínimo dos lóbulos, como los orbitales p o los orbitales d. La
forma de la onda del orbital molecular es semejante a un anillo que atraviesa a
ambos núcleos pero que se desaparece a medida que se acerca a los núcleos.
La letra griega pi hace referencia a los orbitales p debido
a que la simetría del orbital pi es la misma que la del orbital p cuando se los
ve desde el plano del enlace. Los orbitales p son los típicos orbitales que
forman los enlaces pi aunque también pueden hacerlo los orbitales d.
Los orbitales tipo pi son usualmente más débiles e
inestables que los orbitales sigma debido a que portan una mayor cantidad de
energía. Adicionalmente debido a su forma de anillo, los enlaces pi no pueden
rotar libremente lo que torna a las moléculas unidas por ellos fijas, pero
tendientes al rompimiento, esto implica una mayor reactividad. En cuanto a la
geometría molecular el enlace pi va a seguir la dirección del primer enlace
sigma, por lo que los electrones contenidos en dicho enlace no afectaran de
forma notable a los electrones de otros enlaces o a los orbitales no
enlazantes.
Nuevamente las cuestiones con el enlace químico son muy
complicadas por lo que solo nos enfocamos a algunos métodos heurísticos que
permiten entender el modo en que se organizan las moléculas. Las moléculas
unidas por enlaces covalentes pueden ser explicadas bastante bien mediante la
fusión de dos modelos que aunque no están directamente relacionados,
tradicionalmente se enseñan juntos: la Hibridación Molecular “HM” y la Teoría de
Repulsión de Pares de Electrones de Valencia “TRePEV”.
El proceso en realidad es simple, (1) hay que determinar la configuración electrónica con los cuatro números cuánticos para el ultimo nivel de energía del elemento central de una molécula, (2) realizar la hibridación de forma tal que se creen los orbitales necesarios para el número de enlaces requerido para expl9icar la molécula, (3) determinar la cantidad de enlaces y pares de electrones no enlazantes, y finalmente (4) determinar la geometría molecular más probable.
Figura 17‑2. Geometrías moleculares. En la figura tenemos los átomos centrales en rojo, que son
aquellos de quienes modelamos su distribución electrónica, en verde los átomos
periféricos y en azul los pares de electrones no enlazantes. Aunque la cantidad
de formas es variada, las que más nos importan son las que tetrahedro, las del
trigonal planar y las del lineal, ya que serán relevantes en los capítulos de
química orgánica.
Como todos estos modelos químicos hay moléculas que no la
cumplen, pero usamos este método debido a que muchas moléculas SI la cumplen.
En términos simples TRePEV establece que las moléculas covalentes son entidades
tridimensionales cuyos enlaces y orbitales no enlazantes se van a organizar espacialmente
de forma tal que cada uno se encuentre lo más alejado del resto como sea
físicamente posible.
En ese sentido la geometría se organiza en base a un centro
molecular (E) que usualmente es el átomo menos numeroso en la molécula y una
serie de posiciones que lo orbitan (X). Estas posiciones pueden ser de dos
tipos, enlaces tipo sigma y orbitales no enlazantes. Los orbitales tipo pi no
afectan la geometría molecular de forma evidente, por lo que no los tomamos
realmente en cuenta a la hora de definir una geometría molecular en especial.
Como pueden haberlo notado, el problema con aplicar la
TRePEV es identificar la cantidad de posiciones que rodean al centro molecular,
ya que hasta el momento no hemos introducido ninguna técnica que nos permita
identificar la presencia y cantidad de orbitales no enlazantes. Para resolver
el problema anterior hay que emplear el concepto de hibridación de orbitales
que es una teoría independiente, pero que por tradición se enseña junto a la
TRePEV ambas como parte de la Teoría del enlace de Valencia.
La hibridación se basa en la idea de que los orbitales
individuales se combinan y alinean en un estado de energía homogéneo, una vez
alineados se denominan orbitales sp. No todos los cuatro orbitales se deben
hibridar al mismo tiempo, ya que algunos elementos no tienen suficientes
electrones para hacerlo. Pero para explicarlo mejor hay que hacer ejemplos:
Vamos a predecir la geometría molecular y las propiedades
electrostáticas de la molécula de hidruro de berilio
1
2
Dos hipótesis para la geometría del BeH2 Hipotesis
lineal (a) y angular (b) para la geometría de la molécula de hidruro de
berilio.
Con los dos orbitales enlazantes sp el berilio puede recibir
dos electrones ajenos, lo cual equivale a poder formar dos enlaces tipo sigma BeH2=[He] 2sp(↑↓)(↑↓).
Ahora sabemos que hay dos lóbulos de electrones alrededor del berilio ambos
terminando en átomos, por lo que buscamos en la (Figura 9),
cuál será la geometría para un átomo central con dos átomos periféricos sin
nada más extra, y la respuesta es lineal.
Por lo que la geometría del hidruro de berilio es lineal. Una vez señalada la
geometría podemos concluir que la molécula de hidruro de berilio es una
molécula plana, y como en sus extremos se encuentra el mismo átomo no hay una
polarización, por lo tanto, no generará interacciones moleculares
electrostáticas débiles “es decir no se comporta como un pequeño imán”.
Generalmente la geometría molecular se describe en términos
de moléculas muy simples, sin embargo, es importante entender un concepto a
cerca de las hibridaciones, y es que no necesariamente son completas. De hecho,
cuando existen enlaces múltiples, las hibridaciones pueden ser diferentes. A lo
que me refiero, es que un mismo elemento puede hibridar de manera diferente,
para dar origen a un diferente arreglo y a una diferente geometría, tal es el
caso del carbono, cuyas geometrías variantes son de importancia crucial en
la química orgánica.
Y es debido a esa importancia que he decidido colocar la hibridación del
carbono sp en esta sección. Bien, en primera instancia debemos escribir la
fórmula de la molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la
geometría de la molécula. La fórmula del Etino es
3
Como detalle adicional, cuando tenemos enlaces múltiples
solo el primer enlace va a ser hibrido de baja energía, los demás enlaces se
forman entre orbitales p o d que no hibridan. En consecuencias la hibridación
que debemos lograr debe explicar dos enlaces híbridos estables sp y dos orbitales
p, cada uno de los cuales con un solo electrón que pueda formar enlace.
Realizaremos la hibridación desde el punto de vista de uno de los carbonos.
Primero buscamos la configuración electrónica del carbono C=[He]2s(↑↓)p(↑)(↑)(
), en esta forma el carbono solo puede explicar dos enlaces, por lo que
comenzamos con la hibridación. Dado que hay tres enlaces entre carbonos, uno de
ellos será sigma con hibridación sp, y los otros serán pi no hibridados, además
del enlace al carbono que también es sigma, por lo que requerimos dos orbitales
sp, y dos orbitales p semi-llenos, lo cual se logra simplemente moviendo el
electrón de orbital s que desaparece C=[He]2sp(↑)(↑)p(↑)(↑). La clave
para la geometría molecular es que los orbitales p no cuentan como lóbulos
independientes, porque están alineados con uno de los orbitales sp, y por ende
solo tenemos dos lóbulos para cada carbono, lo cual implica una geometría lineal.
En la hibridación sp2 se formarán tres orbitales sp2
híbridos.
El boro tiene un estado de oxidación de 3 (no nos importa)
por lo que va a formar tres enlaces covalentes, mientras que el hidrogeno solo
puede formar un enlace covalente. La fórmula molecular de la sustancia es
4
Generalmente la geometría molecular se describe en términos
de moléculas muy simples, sin embargo, es importante entender un concepto a
cerca de las hibridaciones, y es que no necesariamente son completas. De hecho,
cuando existen enlaces múltiples, las hibridaciones pueden ser diferentes. A lo
que me refiero, es que un mismo elemento puede hibridar de manera diferente,
para dar origen a un diferente arreglo y a una diferente geometría, tal es el
caso del carbono, cuyas geometrías variantes son de importancia crucial en la
química orgánica. Y es debido a esa
importancia que he decidido colocar la hibridación del carbono sp2 en esta sección. Bien, en primera instancia debemos escribir
la fórmula de la molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina
la geometría de la molécula
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La configuración del carbono es C=[He]2s(↑↓)p(↑)(↑)( ),
en este caso necesitamos explicar tres enlaces sigma con hibridación sp, uno
entre carbonos y otro para los hidrógenos, y un enlace pi entre orbitales p
entre carbonos C=[He]2sp2(↑)(↑)(↑)p(↑) de
esta manera, para los lóbulos solo contamos los sp, ya que el enlace entre
orbitales p se alinea con uno de los enlaces sigma, por lo que tenemos tres
lóbulos y por ende una geometría trigonal planar en ambos carbonos.
En este caso todos los orbitales p se convierten en
orbitales sp
La geometría sp3 del carbono es tal vez la más conocida de
sus hibridaciones cuando trabaja con el estado de oxidación 4 “generar 4
enlaces”. Esto se debe a que es la geometría más común que adquiere el carbono
en los compuestos biológicos de importancia, así como en los hidrocarburos y
demás compuestos orgánicos. Bien, en primera instancia debemos escribir la
fórmula de la molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la
geometría de la molécula
Al armar la molécula siguiendo los valores de sus estados de
oxidación tenemos que el carbono formaría 4 enlaces y cada hidrogeno solo un
enlace, lo cual lo induce a uno a dibujar una molécula plana como una cruz, con
ángulos de 90° entre los hidrógenos, el problema es que las moléculas viven en
un espacio tridimensional y 90° no es la fórmula más alejada cuando hablamos de
geometrías NO planas. Miremos cómo funcionaría una hibridación para esta
molécula, iniciamos con la configuración del carbono normal C=[He]2s(↑↓)p(↑)(↑)(_), como
necesitamos cuatro en laces sigma, debemos hibridar todos los orbitales p
normal C=[He]2sp3(↑)(↑)(↑)(↑), con esto obtenemos
cuatro lóbulos, al mirar en la (Figura
9)
lo que obtenemos es un tetraedro, con ángulos entre hidrógenos de
aproximadamente 109,5°.
6
El amoniaco es una molécula interesante, ya que presentará
un par de electrones no enlazantes que se organizará en un orbital sigma no
enlazante. A pesar de que este orbital no señalará hacia otro átomo, de todas
formas, ocupa un lugar en el espacio. Bien, en primera instancia debemos
escribir la fórmula de la molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien
determina la geometría de la molécula (NH3). Determinamos la
configuración electrónica del nitrógeno N=[He]2s(↑↓)p(↑)(↑)(↑),
ahora debemos explicar tres enlaces sigma a hidrógenos, que requieren orbitales
sp, la única forma de generar tres orbitales sp semi-llenos es mediante una hibridación
sp3: N=[He]2sp3(↑↓)(↑)(↑)(↑)
con lo cual obtenemos cuatro lóbulos, pero uno de ellos no tiene átomo, por lo
que la (Figura
9)
nos indica que estamos tratando con una geometría trigonal piramidal. Esto a
demás explica el estado de oxidación normal del nitrógeno como (3).
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El par de electrones no enlazantes le permite al amoníaco
capturar un protón extra como si fuera un anión, por ende se comporta como una
base. En la teoría de Lewis para ácidos y bases, muchas sustancias que quedan
con un par de electrones no enlazantes se comportaran de manera semejante y se
denominan bases de Lewis.
Siguiendo los pasos del nitrógeno, el oxígeno también
hibrida de modo sp3 cuando requiere realizar dos enlaces a átomos
independientes, pero al hacerlo genera orbitales sigma no enlazantes. A
diferencia del nitrógeno que solo genera un orbital sigma no enlazante, el
oxígeno genera dos orbitales sigma no enlazantes. Bien, en primera instancia
debemos escribir la fórmula de la molécula y ubicar el átomo central, pues es
el quien determina la geometría de la molécula (H2O). La
configuración del oxígeno es O=[He]2s(↑↓)p(↑↓)(↑)(↑), ahora
debemos explicar dos enlaces sigma a hidrógenos, que requieren orbitales sp, la
única forma de generar dos orbitales sp semi-llenos es mediante una hibridación
sp3: O=[He]2sp3(↑↓)(↑↓)(↑)(↑),
con lo cual obtenemos cuatro lóbulos, pero dos de ellos no tienen átomos, por
lo que la (Figura
9)
nos indica que estamos tratando con una geometría angular o doblada. Esto a
demás explica el estado de oxidación normal del oxígeno como (2).
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El agua se comporta
como una base de Lewis al tener dos pares de electrones no enlazantes,
capturando un protón y formando el catión ácido H3O+.
Las hibridaciones sp3 son las que permiten explicar los
octetos ya que una gran cantidad de moléculas se podrían explicar por ella. En
una hibridación sp3 siempre se completan ocho electrones en los orbitales
híbridos de valencia, pero como se mencionó antes, no todas las moléculas
cumplen octetos. Existen hibridaciones superiores que hacen uso de los
orbitales d híbridos para poder ir más allá de los ocho electrones de valencia.
Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la
molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de
la molécula (PCl5). La configuración electrónica del fósforo es P=[Ne]3s(↑↓)p(↑)(↑)(↑),
en una hibridación sp3 solo obtendríamos 3 enlaces, por lo que debemos emplear
algunos orbitales d vacíos P=[Ne]3s(↑↓)p(↑)(↑)(↑)d(_)(_)(_)(_)(_), si hibridamos
todos los orbitales que podemos con 1 electrón cada uno, obtenemos cinco
orbitales híbridos llamados sp3d, P=[Ne]3sp3d(↑)(↑)(↑)(↑)(↑)d(_)(_)(_)(_), e ignoramos
los orbitales de que quedan vacíos. En este caso la sustancia queda con cinco
lóbulos, todos los cuales tienen un átomo de cloro, por lo que si vemos la (Figura 9),
la geometría a elegir será trigonal bipiramidal.
9
Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la
molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de
la molécula (SF4). Luego escribimos la configuración electrónica del
azufre S=[Ne]3s(↑↓)p(↑↓)(↑)(↑), una hibridación sp3 solo me
daría dos enlaces y requiero cuatro, así que empleamos un orbital d extra para
expandir el poder de enlace S=[Ne]3s(↑↓)p(↑)(↑)(↑)(↑)d(_)(_)(_)(_), de esta manera
obtenemos cuatro enlaces y un par de electrones no enlazantes, si analizamos la
(Figura
9),
la geometría a elegir será la de balancín.
10
Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la
molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de
la molécula (ClF3). Luego escribimos la configuración electrónica
del cloro Cl=[Ne]3s(↑↓)p(↑↓)(↑↓)(↑), una hibridación sp3
solo me daría un enlace y requiero tres, así que empleamos un orbital d extra
para expandir el poder de enlace Cl=[Ne]3sp3d(↑↓)(↑↓)(↑)(↑)(↑),
de esta manera obtenemos tres enlaces y dos pares de electrones no enlazantes,
si analizamos la (Figura
9),
la geometría a elegir será la forma T.
11
Continuamos con las hibridaciones que van más allá de los
octetos.
Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la
molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de
la molécula (SF6). Luego escribimos la configuración electrónica del
azufre S=[Ne]3s(↑↓)p(↑↓)(↑)(↑), una hibridación sp3 solo me
daría dos enlaces y requiero seis, así que empleamos dos orbitales d extra para
expandir el poder de enlace S=[Ne]3sp3d2(↑)(↑)(↑)(↑)(↑)(↑)
de esta manera obtenemos seis enlaces sigma, si analizamos la (Figura 9),
la geometría a elegir será el octaedro.
12
Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la
molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de la
molécula (ClF5). Luego escribimos la configuración electrónica del
cloro Cl=[Ne]3s(↑↓)p(↑↓)(↑↓)(↑), una hibridación sp3
solo me daría un enlace y requiero cinco, así que empleamos dos orbitales d
extra para expandir el poder de enlace Cl=[Ne]33sp3d2
(↑↓)(↑)(↑)(↑)(↑)(↑), de esta manera obtenemos cinco enlaces sigma y un
par no enlazante, si analizamos la (Figura 9),
la geometría a elegir será el cuadrado piramidal.
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Bien, en primera instancia debemos escribir la fórmula de la
molécula y ubicar el átomo central, pues es el quien determina la geometría de
la molécula (XeF4). Luego escribimos la configuración
electrónica del xenón Xe =[Ne]3s(↑↓)p(↑↓)(↑↓)(↑↓), una
hibridación sp3 solo me daría ningún enlace y requiero cuatro, así que
empleamos dos orbitales d extra para expandir el poder de enlace Xe =[Ne]3sp3d2(↑↓)(↑↓)(↑)(↑)(↑)(↑),
de esta manera obtenemos cuatro enlaces sigma y dos pares no enlazantes, si
analizamos la (Figura
9),
la geometría a elegir será La cuadrado planar.
14
El momento dipolar hacen referencia a las cargas parciales
que adquieren los miembros de una molécula cuando estos poseen
electronegatividades diferentes y/o orbitales con electrones no enlazantes.
Aunque existe una fórmula para calcular cuantitativamente el momento dipolar la
verdad es que nos es más útil lo cualitativo en los cursos de química general.
Una molécula que posee un momento dipolar se conoce simplemente como una molécula polar, capaz de entablar enlaces más débiles con otras moléculas, lo cual afecta las propiedades físicas del material que componen. Una sustancia sin momento dipolar la conocemos como apolar, es decir sin polos determinados, lo cual impide que forme interacciones moleculares. Cualitativamente podemos definir el momento dipolar como si fueran vectores. En ese sentido para que exista momento dipolar debe haber una suma neta de vectores que no se anule.
Figura 17‑3. Análisis de momento dipolar para varias
geometrías moleculares. Si las flechas apuntan
en direcciones opuestas en un mismo plano “o su suma vectorial da cero” el
momento dipolar se cancela y la molécula se comporta como si fuera neutra. Si las flechas apuntan en diferentes ángulos,
se generan momentos dipolares, que hacen que se comporte como un pequeño imán.
Las moléculas iónicas por su parte no poseen una geometría
molecular determinada, aunque si tienen una geometría iónica, y por lo tanto no
pueden ser representadas por la teoría del enlace de valencia ni tampoco por la
teoría del orbital molecular, ambas teorías están restringidas a los enlaces
covalentes.
Las moléculas iónicas están compuestas por capas y capas organizadas de acuerdo a sus cargas electrostáticas, lo que hace que todo el sólido sea fuerte, pero a su vez fácil de separar en el agua.
En cuanto a los iones poliatómicos emerge el problema de la resonancia e intentar describir la geometría de uno o dos electrones deslocalizados es inútil, es por eso que ellos son descritos en términos de sus fórmulas moleculares simples.
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