2.7 VSEPR e hibridación

Pregunta esencial

¿Cómo determinan los electrones la forma de una molécula?

Un diagrama de Lewis es plano, sobre el papel, pero las moléculas reales son tridimensionales. Al terminar esta lección, deberías poder usar un diagrama de Lewis para predecir la forma de una molécula, sus ángulos de enlace, si es polar y cómo se forman sus enlaces.

¿Qué es VSEPR?

VSEPR viene de Valence Shell Electron Pair Repulsion, que en español es repulsión de los pares de electrones de la capa de valencia.

• Los electrones son negativos, así que los grupos de electrones alrededor de un átomo central se repelen entre sí (ley de Coulomb).
• Los grupos se separan lo más posible para reducir al mínimo la repulsión.

Si los grupos de electrones están amontonados, hay mucha repulsión, y eso es alta energía. El arreglo con menos repulsión es el más estable, y esa es la forma que la molécula realmente adopta. Todas las formas de este tema salen de esta sola idea.

Cómo contar los dominios de electrones

Un dominio de electrones es una región alrededor del átomo central donde se encuentran electrones.

• Cada enlace = 1 dominio, sea sencillo, doble o triple.
• Cada par libre del átomo central = 1 dominio.
• Cuenta solo alrededor del átomo central.

En el HCN, el carbono tiene un enlace sencillo con el H y un enlace triple con el N, así que tiene 2 dominios, no 4. Todos los electrones de un enlace múltiple están en la misma región entre los mismos dos átomos. En el NH₃, el nitrógeno tiene tres enlaces más un par libre, así que tiene 4 dominios. El par libre del nitrógeno en el HCN no cuenta, porque ahí el nitrógeno no es el átomo central.

Geometría electrónica y geometría molecular

• Geometría electrónica: hacia dónde apuntan todos los dominios, enlaces y pares libres.
• Geometría molecular: dónde están los átomos. Esta es la forma real de la molécula, y es lo que el examen AP normalmente quiere decir con “forma”.

Los 4 dominios del amoníaco se separan en una geometría electrónica tetraédrica. El par libre sigue empujando a los enlaces, pero no es un átomo, así que no aparece en el nombre de la forma. El nitrógeno queda encima de un triángulo de hidrógenos, así que la geometría molecular es piramidal trigonal. Cuando el átomo central no tiene pares libres, las dos geometrías son iguales.

Dos y tres dominios de electrones

• 2 dominios: lineal, 180° (ejemplo: CO₂)
• 3 dominios, 0 pares libres: plana trigonal, 120° (ejemplo: BF₃)
• 3 dominios, 1 par libre: angular, un poco menos de 120° (ejemplo: SO₂)

Una molécula angular con 3 dominios sigue teniendo una geometría electrónica plana trigonal. Solo se nombran los átomos, así que la forma es angular, y el par libre comprime el ángulo de enlace a menos de 120°.

Cuatro dominios de electrones

Si cuatro dominios estuvieran en un plano, formando un cuadrado, solo quedarían a 90° entre sí. En 3D pueden separarse más: apuntan a las esquinas de un tetraedro, a 109.5° entre sí.

• 0 pares libres: tetraédrica, 109.5° (ejemplo: CH₄)
• 1 par libre: piramidal trigonal, menos de 109.5° (ejemplo: NH₃)
• 2 pares libres: angular, menos de 109.5° (ejemplo: H₂O)

Cómo leer dibujos en 3D: una línea simple está en el plano de la página, una cuña sólida sale hacia ti y una cuña punteada se va hacia atrás, alejándose de ti.

Consejo para el examen: el H₂O y el SO₂ son angulares, pero tienen distinto número de dominios. Siempre cuenta primero los dominios y luego nombra la forma.

Los pares libres ocupan más espacio

• Un par de enlace lo comparten 2 núcleos, así que queda en una región estrecha entre los átomos.
• Un par libre lo sostiene solo 1 núcleo, así que se extiende y ocupa más espacio.
• Los pares libres repelen con más fuerza y acercan los enlaces entre sí.

Más pares libres significa un ángulo de enlace menor: 109.5° en el CH₄, cerca de 107° en el NH₃ y cerca de 104.5° en el H₂O. En el examen AP, normalmente basta con decir que el ángulo es menor que 109.5° y explicarlo con la repulsión de los pares libres.

Cinco dominios de electrones

• Geometría electrónica: bipiramidal trigonal.
• Las dos posiciones axiales apuntan directo hacia arriba y hacia abajo. Las tres posiciones ecuatoriales forman un triángulo alrededor del centro.
• De axial a ecuatorial hay 90°, y de ecuatorial a ecuatorial hay 120°.
• Los pares libres van en las posiciones ecuatoriales, donde hay más espacio.

Ejemplos: el PCl₅ es bipiramidal trigonal, el TeCl₄ es de balancín, el ClF₃ tiene forma de T y el XeF₂ es lineal. Los átomos centrales con más de cuatro dominios normalmente están en el periodo 3 o más abajo. Tú eres responsable de estas formas, pero no de los orbitales que están detrás.

Seis dominios de electrones

• 0 pares libres: octaédrica, todos a 90° (ejemplo: SF₆)
• 1 par libre: piramidal cuadrada, un poco menos de 90° (ejemplo: BrF₅)
• 2 pares libres: plana cuadrada, 90° (ejemplo: XeF₄)

Un segundo par libre va justo en el lado opuesto del primero, a 180°, para que los dos pares libres queden lo más lejos posible. Así quedan cuatro átomos en un cuadrado plano.

Polaridad molecular

• La flecha del dipolo de enlace apunta hacia el átomo más electronegativo, con un signo más en el extremo positivo.
• Enlaces polares + forma asimétrica → molécula polar.
• Forma simétrica con átomos externos idénticos → los dipolos de enlace se cancelan → molécula no polar.

El CO₂ tiene dos enlaces C=O polares, pero es lineal, así que los dos dipolos son iguales y opuestos y se cancelan. Los pares libres del agua la hacen angular, así que los dos dipolos de enlace apuntan en parte hacia el oxígeno. Se suman en un dipolo neto (la flecha roja), y por eso el agua es polar.

Consejo para el examen: un atajo rápido es que los pares libres en el átomo central o los átomos externos distintos normalmente hacen que una molécula sea polar. En el examen AP, siempre justifica tu respuesta con la forma y los dipolos de enlace, no solo con el atajo.

Hibridación

• Los orbitales s y p del átomo central se mezclan para formar orbitales híbridos nuevos e idénticos.
• Los orbitales híbridos apuntan exactamente en las direcciones que predice VSEPR.
• Número de dominios = número de orbitales híbridos.

El nombre te dice qué orbitales se mezclaron: sp es 1 s + 1 p (2 orbitales), sp² es 1 s + 2 p (3 orbitales) y sp³ es 1 s + 3 p (4 orbitales). Los pares libres cuentan como dominios, así que el nitrógeno del NH₃ es sp³. Para los átomos centrales con 5 o 6 dominios, el examen AP solo pregunta por la forma, no por la hibridación.

Enlaces sigma y pi

• Enlace σ (sigma): los orbitales se traslapan de frente, a lo largo de la línea entre los dos núcleos.
• Enlace π (pi): dos orbitales p se traslapan lado a lado, arriba y abajo de la línea entre los núcleos.
• El traslape σ es mayor, así que un enlace σ es más fuerte que un enlace π.

Cómo contar enlaces σ y π

• Enlace sencillo = 1σ
• Enlace doble = 1σ + 1π
• Enlace triple = 1σ + 2π

Todo enlace entre dos átomos tiene exactamente un enlace σ, y cualquier línea adicional es un enlace π. Para contarlos en una molécula, cuenta cada conexión entre dos átomos como un σ, y luego cuenta cada línea adicional de un enlace doble o triple como un π.

Orden de enlace, longitud y energía

El orden de enlace es el número de pares de electrones compartidos entre dos átomos: 1 para un enlace sencillo, 2 para uno doble y 3 para uno triple.

• Mayor orden de enlace → enlace más corto y más fuerte.
• Átomos más grandes → enlaces más largos. Por ejemplo, en longitud de enlace, H–F < H–Cl < H–Br.

Los enlaces carbono-carbono de arriba están dibujados a escala. Más electrones compartidos entre los núcleos acercan más los átomos y hacen que el enlace sea más difícil de romper. Un enlace triple no es tres veces más fuerte que uno sencillo (839 kJ/mol, no 3 × 347 = 1041 kJ/mol), porque solo uno de sus enlaces es σ. Los dos enlaces π son más débiles.

Los enlaces pi impiden la rotación

• Los átomos unidos solo por un enlace σ pueden girar libremente alrededor de él.
• Al torcer un enlace doble se rompe el traslape π, así que un enlace doble queda fijo.
• Enlaces dobles fijos → isómeros cis y trans (isómeros geométricos).

Las dos moléculas son C₂H₂Cl₂ con las mismas conexiones. En el isómero cis, los cloros están del mismo lado del enlace doble. En el isómero trans, están en lados opuestos. Como el enlace doble no puede girar, uno no se puede convertir en el otro, así que son compuestos distintos con propiedades distintas.

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Ejemplos resueltos

Primero intenta resolver cada problema por tu cuenta y luego abre la solución para revisar tu trabajo.

Ejemplo 1: Forma del formaldehído

El formaldehído, CH₂O, tiene al carbono como átomo central. Determina la geometría electrónica, la geometría molecular y el ángulo de enlace alrededor del carbono.

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1. Cuenta los electrones de valencia: C = 4, H = 2 × 1 = 2, O = 6. Total = 12.
2. Dibuja el diagrama de Lewis: pon el C en el centro con enlaces sencillos a cada H y un enlace doble al O, y luego dale dos pares libres al O. Con solo enlaces sencillos, el carbono tendría apenas 6 electrones, así que C y O comparten un enlace doble. Revisa: 4 + 4 + 4 = 12 electrones, y el carbono no tiene pares libres.
3. Cuenta los dominios del C: 2 enlaces sencillos + 1 enlace doble = 3 dominios, 0 pares libres. El enlace doble cuenta como un dominio.
4. Geometría electrónica: 3 dominios se separan en un triángulo plano, así que es plana trigonal.
5. Geometría molecular: el C no tiene pares libres, así que es igual que la geometría electrónica, plana trigonal.
6. Respuesta: geometría electrónica plana trigonal, geometría molecular plana trigonal, ángulo de enlace ≈ 120°

Ejemplo 2: Tetrafluoruro de azufre

Determina la geometría molecular del SF₄. ¿El SF₄ es polar o no polar? Justifica tu respuesta.

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1. Cuenta los electrones de valencia: S = 6, F = 4 × 7 = 28. Total = 34.
2. Dibuja el esqueleto: S en el centro con enlaces sencillos a 4 átomos de F (8 electrones). Agrega 3 pares libres a cada F para completar su octeto (24 electrones). Van 32 usados.
3. Coloca los sobrantes: quedan 34 − 32 = 2 electrones, así que van en el S como un par libre. El azufre está en el periodo 3, así que puede tener más de 8 electrones.
4. Cuenta los dominios del S: 4 enlaces + 1 par libre = 5 dominios → geometría electrónica bipiramidal trigonal.
5. Coloca el par libre: va en una posición ecuatorial, donde hay más espacio, así que la geometría molecular es de balancín.
6. Revisa la polaridad: cada enlace S–F es polar porque el F es mucho más electronegativo que el S. El par libre hace que la forma sea asimétrica, así que los dipolos de enlace no se cancelan.
7. Respuesta: de balancín, polar

Ejemplo de justificación para el examen: el SF₄ tiene 5 dominios de electrones en el azufre, incluido un par libre, lo que da una forma de balancín. Los enlaces S–F son polares, y como la forma de balancín es asimétrica, los dipolos de enlace no se cancelan. El SF₄ es polar.

Ejemplo 3: Comparación de la polaridad

El BF₃ es no polar, pero el NF₃ es polar. Explica esta diferencia usando los dominios de electrones y la geometría molecular.

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1. Cuenta los electrones de valencia: BF₃ = 3 + 3(7) = 24. NF₃ = 5 + 3(7) = 26.
2. Dibuja ambos diagramas de Lewis: en el BF₃, el boro forma tres enlaces sencillos y no tiene pares libres (el boro es estable con 6 electrones). En el NF₃, el nitrógeno forma tres enlaces sencillos y le sobran 2 electrones, así que recibe un par libre.
3. Cuenta los dominios: el BF₃ tiene 3 dominios y 0 pares libres → plana trigonal. El NF₃ tiene 4 dominios y 1 par libre → piramidal trigonal.
4. BF₃: los tres dipolos de enlace B–F iguales apuntan a las esquinas de un triángulo plano, a 120° entre sí. Se cancelan, así que el BF₃ es no polar.
5. NF₃: el par libre empuja los tres enlaces N–F hacia abajo, formando una pirámide. Los dipolos de enlace apuntan todos en parte en la misma dirección, así que no se cancelan, y el NF₃ es polar.
6. Respuesta: el par libre del nitrógeno hace que el NF₃ sea asimétrico

Ejemplo de justificación para el examen: Ambas moléculas tienen enlaces polares. El BF₃ no tiene pares libres en el boro, así que es plana trigonal y sus tres dipolos de enlace se cancelan. El NF₃ tiene un par libre en el nitrógeno, lo que lo hace piramidal trigonal, así que sus dipolos de enlace no se cancelan y la molécula tiene un dipolo neto.

Ejemplo 4: Hibridación y enlaces

Se muestra el diagrama de Lewis del acetonitrilo, CH₃CN. Identifica la hibridación del carbono 1 y del carbono 2, y luego cuenta los enlaces σ y π.

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1. Dominios del carbono 1: 3 enlaces C–H + 1 enlace C–C, 0 pares libres = 4 dominios.
2. Hibridación del carbono 1: 4 dominios → sp³ (tetraédrica).
3. Carbono 2: 1 enlace sencillo + 1 enlace triple, 0 pares libres = 2 dominios → sp (lineal, 180°). El enlace triple cuenta como un dominio.
4. Cuenta los enlaces σ: cada conexión entre dos átomos tiene un σ. 3 (C–H) + 1 (C–C) + 1 (C≡N) = 5σ.
5. Cuenta los enlaces π: solo el enlace triple tiene líneas adicionales. Un enlace triple es 1σ + 2π, así que hay 2π.
6. Respuesta: carbono 1 = sp³, carbono 2 = sp, 5 enlaces σ y 2 enlaces π

Ejemplo 5: Orden de las longitudes de enlace

Ordena los enlaces carbono-oxígeno del CO, el CO₂ y el CH₃OH del más corto al más largo. Justifica tu orden.

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1. CO: 4 + 6 = 10 electrones de valencia. La única forma de darle un octeto a ambos átomos es un enlace triple con un par libre en cada átomo. Orden de enlace = 3.
2. CO₂: 4 + 2(6) = 16 electrones de valencia, dibujado como O=C=O. Cada enlace C=O tiene orden de enlace = 2.
3. CH₃OH: el carbono tiene tres átomos de H y un enlace sencillo con el O, y el O tiene un H y dos pares libres. Orden de enlace C–O = 1.
4. Aplica la tendencia: mayor orden de enlace → enlace más corto.
5. Respuesta: CO < CO₂ < CH₃OH (del más corto al más largo). Las longitudes medidas lo confirman: cerca de 113 pm, 116 pm y 143 pm.

Ejemplo de justificación para el examen: el CO tiene un enlace triple, el CO₂ tiene enlaces dobles y el CH₃OH tiene un enlace sencillo C–O. Más pares de electrones compartidos entre el carbono y el oxígeno significa más densidad electrónica entre los núcleos, lo que acerca más los núcleos y da un enlace más corto.

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Práctica

La hoja de práctica llegará pronto.

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Diapositivas de la lección

• Diapositivas de 2.7 VSEPR e hibridación (PDF) (en inglés)

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Ideas clave

• Los dominios de electrones se separan para reducir la repulsión.
• Los pares libres cambian la forma y reducen los ángulos de enlace.
• Dominios → sp, sp², sp³.
• Más enlaces → enlaces más cortos y más fuertes.

De vuelta a la pregunta esencial: los dominios de electrones alrededor de un átomo central, tanto enlaces como pares libres, se separan para reducir al mínimo la repulsión. Eso fija la geometría electrónica, y la posición de los átomos le da su forma a la molécula. Con un solo diagrama de Lewis, ya puedes predecir la forma, los ángulos de enlace, la polaridad y la hibridación de una molécula. A continuación, la Unidad 3 empieza con el Tema 3.1, que usa la forma y la polaridad molecular para explicar las fuerzas entre las moléculas.

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