Geometría Molecular y Fuerzas Intermoleculares: Una Exploración Detallada

Teoría de la Repulsión de Pares de Electrones de la Capa de Valencia (RPECV)

La teoría RPECV 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.

Ejemplos de Aplicación de la RPECV

1. Pentacloruro de Fósforo (PCl₅)

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

2. Agua (H₂O)

En el **agua (H₂O)**, 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 con ángulos de 109,5°. Como solo hay dos enlaces, la molécula tendrá forma **angular**, en la que el ángulo es de 104,5° debido al efecto repulsivo de los dos pares no enlazantes.

3. Amoniaco (NH₃)

En el **NH₃**, el nitrógeno tiene tres pares de electrones enlazantes (los que corresponden a los tres enlaces con los tres átomos de hidrógeno) y un par de electrones no enlazantes (2s²). La orientación espacial que implica una menor repulsión se corresponde con un tetraedro con ángulos de 109,5°. Como solo hay tres enlaces, la molécula tendrá forma de **pirámide trigonal**, en la que los ángulos son de 107° debido al efecto repulsivo del par no enlazante.

4. 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 ellos. Como el carbono está unido a cuatro átomos de hidrógeno, la molécula será también tetraédrica.

Fuerzas Intermoleculares

Puentes de Hidrógeno

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**, más intensas que otras fuerzas atractivas entre los dipolos permanentes que constituyen otras moléculas polares.

Fuerzas de Dispersión de London

Que moléculas apolares como I₂, Br₂, Cl₂ y F₂ puedan dar lugar a sólidos o a líquidos, implica la existencia de fuerzas intermoleculares. Para explicar la naturaleza de estas fuerzas, debemos suponer que, como consecuencia del desplazamiento momentáneo de la nube electrónica, se origina, en un instante dado, una distribución parcial de carga, llamada **dipolo instantáneo**, que a su vez induce en otras moléculas cercanas una redistribución de la carga, que se conocen como **dipolos inducidos**. Estas fuerzas actúan solo a distancias muy reducidas y, por ello, se denominan fuerzas de corto alcance, fuerzas de dispersión o de **London**. Las fuerzas de dispersión son de naturaleza débil y aumentan con el volumen atómico, ya que cuanto mayor sea el número de niveles energéticos, más fácilmente se deformará o distorsionará la distribución electrónica, al estar los electrones menos atraídos por el núcleo. Por ello, el bromo es líquido y el yodo sólido.

Estabilidad de Compuestos Iónicos

Energía Reticular

La estabilidad de un compuesto iónico se determina con la **energía reticular**, que es la energía desprendida al formarse un mol de compuesto iónico a partir de sus iones en estado gaseoso. Cuanto mayor sea el valor absoluto de la energía reticular, mayor será la estabilidad del compuesto iónico. El cálculo experimental de la energía reticular tiene serios inconvenientes, por lo que se recurre a un balance energético basado en la **ley de Hess** y el **ciclo de Born-Haber**, que implica magnitudes cuyos valores experimentales son conocidos.