Geometría Molecular, Teoría del Orbital Molecular y Entalpía: Conceptos Clave de Química

Geometría Molecular

La geometría molecular es la disposición tridimensional de los átomos que conforman una molécula. Es muy importante conocer correctamente la geometría de una molécula, ya que está relacionada directamente con la mayoría de propiedades físicas y químicas, como por ejemplo, punto de ebullición, densidad, solubilidad, etc.

Ejemplos de Geometría Molecular

• Dióxido de Carbono (CO₂):
  • Determinemos el número de coordinación del carbono (átomo central): tiene dos átomos unidos y ningún par libre. Por tanto, su número de coordinación es 2, debido a los dos átomos de oxígeno unidos. Estos átomos querrán estar lo más alejado posible entre sí, y para ello, deberán oponerse entre sí 180°. Por tanto, dado que los tres átomos pueden ser colocados a lo largo de una línea recta, decimos que la geometría de la molécula de CO₂ es LINEAL. Observa la hibridación del carbono: es sp.

*Cualquier molécula diatómica (formada sólo por dos átomos) será necesariamente lineal.

• Trióxido de Azufre (SO₃):
  • El carbono (átomo central) tiene número de coordinación 3, debido a que está unido a tres átomos de oxígeno y no tiene pares libres. Por tanto, estos tres átomos deben repelerse lo máximo posible entre ellos. Para que esto ocurra, debemos orientar los oxígenos hacia los vértices de un triángulo, ya que así estarán separados 120° entre ellos:
• Amoníaco (NH₃):
  • El número de coordinación del nitrógeno es 4. Por tanto, los cuatro átomos unidos querrán separarse lo máximo posible. Orientarse hacia los vértices de un cuadrado los separaría 90°, pero mejor resulta orientarse hacia los vértices de un tetraedro, ya que en este caso, los átomos de hidrógeno estarán separados entre ellos 109,5°.

Teoría del Orbital Molecular

La teoría del orbital molecular describe los enlaces covalentes en términos de orbitales moleculares, que son el resultado de la interacción de los orbitales atómicos de los átomos que se enlazan y están relacionados con la molécula entera.

Formación de Orbitales Moleculares

• De acuerdo con la teoría del OM, el solapamiento de los orbitales 1s de dos átomos de hidrógeno conduce a la formación de dos orbitales moleculares:
  • Un orbital molecular de enlace y un orbital molecular de antienlace. Un orbital de enlace tiene menor energía y mayor estabilidad que los orbitales atómicos que lo formaron.
  • Un orbital molecular de antienlace tiene mayor energía y menor estabilidad que los orbitales atómicos que lo formaron.
• Como lo indican los nombres de "enlace" y "antienlace", el acomodo de electrones en un orbital molecular de enlace produce un enlace covalente estable, mientras que el acomodo de electrones en un orbital molecular de antienlace produce un enlace covalente inestable.
• En los orbitales moleculares de enlace covalente, la densidad electrónica es máxima entre los núcleos de los átomos que se enlazan. Por otra parte, en los orbitales moleculares de antienlace la densidad electrónica disminuye hasta cero entre los dos núcleos.

Entalpía

La entalpía es el calor absorbido o liberado por reacciones que se mantienen bajo presión constante. También se le conoce como “contenido calórico”. La diferencia entre entalpías de productos y reactivos es el calor de la reacción.

Tipos de Reacciones según la Entalpía

• Reacción exotérmica: reacciones que liberan calor; cuando la entalpía de los productos es más baja que la de los reactivos, teniendo valor negativo el resultado.
• Reacción endotérmica: reacciones que absorben calor, siendo la entalpía de los productos mayor que la de los reactivos y el resultado con valor positivo.
• Ley de Hess: la ley de la constancia de la suma calórica o ley de Hess establece que el cambio en la entalpía para cualquier reacción química es constante, sea que la reacción ocurra en uno o en varios pasos.