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10.4: Estructura Molecular y Polaridad
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Molecular Shape and Polarity
 
TRANSCRIPCIÓN

10.4: Estructura Molecular y Polaridad

Momento dipolo de una molécula

Los enlaces covalentes polares conectan dos átomos con diferentes electronegatividades, dejando un átomo con una carga positiva parcial (δ+) y al otro átomo con una carga negativa parcial (δ), mientras los electrones son empujados hacia el átomo más electronegativo. Esta separación de carga da lugar a un momento dipolo de enlace. La magnitud de un momento dipolo de enlace está representada por la letra griega mu (µ) y está dada por la fórmula mostrada aquí, dondeQ es la magnitud de las cargas parciales (determinada por la diferencia de electronegatividad) y r es la distancia entre las cargas: µ =< em>Qr.

Este momento de enlace se puede representar como un vector, una cantidad que tiene dirección y magnitud. Los vectores dipolo se muestran como flechas que apuntan a lo largo del enlace desde el átomo menos electronegativo hacia el átomo más electronegativo. Un signo más pequeño se dibuja en el extremo menos electronegativo para indicar el extremo parcialmente positivo del enlace. La longitud de la flecha es proporcional a la magnitud de la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos.

Factores que determinan la polaridad de una molécula

Una molécula completa también puede tener una separación de carga, dependiendo de su estructura molecular y de la polaridad de cada uno de sus enlaces. Si existe tal separación de carga, se dice que la molécula es una molécula polar; de lo contrario, se dice que la molécula es no polar. El momento dipolo mide la extensión de la separación de carga neta en la molécula en su conjunto. Determinamos el momento dipolo agregando los momentos de enlace en el espacio tridimensional, teniendo en cuenta la estructura molecular.

Para las moléculas diatómicas, sólo hay un enlace, por lo que su momento dipolo de enlace determina la polaridad molecular. Las moléculas diatómicas homonucleares como el Br2 y el N2 no tienen diferencia de electronegatividad, por lo que su momento dipolo es cero. Para moléculas heteronucleares como el CO, hay un pequeño momento dipolo. Para el HF, hay un momento dipolo más grande porque hay una diferencia más grande en electronegatividad.

Cuando una molécula contiene más de un enlace, se debe tener en cuenta la geometría. Si los enlaces en una molécula están dispuestos de tal manera que sus momentos de enlace se cancelen (la suma vectorial es igual a cero), entonces la molécula es no polar. Esta es la situación en el CO2. Cada uno de los enlaces es polar, pero la molécula en su conjunto es no polar. A partir de la estructura de Lewis, y usando la teoría de RPECV, determinamos que la molécula de CO2 es lineal con enlaces polares C=O en lados opuestos del átomo de carbono. Los momentos de enlace se cancelan porque apuntan en direcciones opuestas. En el caso de la molécula de agua, la estructura de Lewis muestra de nuevo que hay dos enlaces a un átomo central, y la diferencia de electronegatividad muestra de nuevo que cada uno de estos enlaces tiene un momento de enlace distinto de cero. En este caso, sin embargo, la estructura molecular está doblada debido a los pares solitarios en el O, y los dos momentos de enlace no se cancelan. Por lo tanto, el agua tiene un momento dipolo neto y es una molécula polar (dipolo).

En una molécula de OCS, la estructura es similar a la del CO2, pero un átomo de azufre reemplaza uno de los átomos de oxígeno. 

El enlace C-O es considerablemente polar. Aunque el C y el S tienen valores de electronegatividad muy similares, el S es ligeramente más electronegativo que el C, por lo que el enlace C-S es ligeramente polar. Debido a que el oxígeno es más electronegativo que el azufre, el extremo de oxígeno de la molécula es el extremo negativo.

El clorometano, CH3Cl, es una molécula tetraédrica con tres enlaces C-H ligeramente polares y un enlace C-Cl más polar. Las electronegatividades relativas de los átomos unidos son H < C < Cl, y por lo tanto todos los momentos de enlace apuntan hacia el extremo Cl de la molécula y se suman para producir un momento dipolo considerable (las moléculas son relativamente polares).

Para moléculas de alta simetría como BF3 (trigonal plana), CH4 (tetraédrica), PF5 (bipiramidal trigonal) y SF6 (octaédrica), todos los enlaces son de polaridad idéntica (mismo momento de enlace) y están orientados en geometrías que producen moléculas no polares (el momento dipolo es cero). Las moléculas de menor simetría geométrica, sin embargo, pueden ser polares incluso cuando todos los momentos de enlace son idénticos. Para estas moléculas, las direcciones de los momentos de enlace iguales son tales que se suman para dar un momento dipolo distinto de cero y una molécula polar. Ejemplos de tales moléculas incluyen el sulfuro de hidrógeno, H2S (no lineal), y el amoníaco, NH3 (piramidal trigonal).

En resumen, para ser polar, una molécula debe:

  1. Contener al menos un enlace covalente polar.
  2. Tener una estructura molecular tal que la suma de los vectores de cada momento dipolo de enlace no se cancele.

Este texto ha sido adaptado deOpenstax, Química 2e, Sección 7.6 Estructura Molecular y Polaridad.

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