TEMA 7. Momento dipolar del enlace. Momento dipolar de la molécula. Enlace de hidrógeno.
La medida de la polaridad del enlace es su momento dipolar μ:
μ = e · l,
donde e es la carga del electrón y l es la distancia entre los centros de las cargas positiva y negativa.
El momento dipolar es una magnitud vectorial. Los conceptos de "momento dipolar del enlace" y "momento dipolar de la molécula" coinciden solo para las moléculas diatómicas. El momento dipolar de una molécula es igual a la suma vectorial de los momentos dipolares de todos los enlaces. Así, el momento dipolar de una molécula poliatómica depende de su estructura.
En la molécula lineal de CO₂, por ejemplo, cada enlace C–O es polar. Sin embargo, la molécula de CO₂ en su conjunto es apolar, ya que los momentos dipolares de los enlaces se compensan entre sí (figura 5.4). El momento dipolar de la molécula de dióxido de carbono μ = 0.

En la molécula angular de H₂O, los enlaces polares H–O están dispuestos con un ángulo de 104,5°. La suma vectorial de los momentos dipolares de los dos enlaces H–O se expresa mediante la diagonal del paralelogramo (figura 5.4). Como resultado, el momento dipolar de la molécula de agua μ no es igual a cero.
Figura 5.4. Momentos dipolares de las moléculas CO₂ y H₂O

Ejemplo 1. Determinar cuáles de las siguientes moléculas: F₂, HF, BeF₂, BF₃, PF₃, CF₄ son polares.
Solución: Las moléculas diatómicas formadas por átomos iguales (F₂) son apolares, mientras que las formadas por átomos diferentes (HF) son polares. La polaridad de las moléculas formadas por tres o más átomos depende de su estructura.
La estructura de las moléculas BeF₂, BF₃ y CF₄ se explica utilizando la teoría de la hibridación de orbitales atómicos (respectivamente hibridación sp, sp² y sp³). La suma geométrica de los momentos dipolares de los enlaces E–F en estas moléculas es igual a cero, por lo que son apolares.
Durante la formación de la molécula PF₃ se produce una superposición de tres orbitales p del átomo de fósforo con los orbitales electrónicos p de tres átomos de flúor. Como resultado, esta molécula tiene una estructura piramidal. Se puede llegar a la misma conclusión utilizando la explicación basada en la hibridación sp³ con participación de un par de electrones no compartidos. La suma de los momentos dipolares de los enlaces P–F no es igual a cero y esta molécula es polar.

Ejemplo 2. Caracterizar las capacidades de valencia de los átomos de oxígeno y selenio.

Solución: La configuración electrónica del átomo de oxígeno es 1s² 2s² 2p⁴. En su capa electrónica externa hay seis electrones, de los cuales dos están desapareados. Por lo tanto, en sus compuestos el oxígeno es divalente. Este es el único estado de valencia posible del átomo de oxígeno, ya que los elementos del segundo período no tienen orbitales d.
En el átomo de selenio, que se encuentra en el cuarto período, además de los orbitales s y p en la capa externa, también hay orbitales d, a los cuales los electrones s y p pueden promocionarse en estado excitado. Como resultado, al igual que el azufre (figura 5.9), el selenio en sus compuestos puede ser no solo divalente, sino también tetravalente y hexavalente.

Ejemplo 3. Ordenar las moléculas NH₃, H₂O, SiH₄, PH₃ según el aumento de la longitud del enlace entre el elemento y el hidrógeno.
Solución: La longitud del enlace químico aumenta con el incremento del radio atómico del elemento unido al hidrógeno. El orden creciente de longitud de enlace es el siguiente: H₂O, NH₃, PH₃, SiH₄.

Ejemplo 4. Ordenar las moléculas O₂, N₂, Cl₂, Br₂ según el aumento de la energía del enlace químico.
Solución: La energía del enlace aumenta al disminuir su longitud y aumentar la multiplicidad del enlace. Por ello, el enlace sencillo en la molécula de cloro es más fuerte que en la molécula de bromo. En la molécula de oxígeno existe un enlace doble. Este es más fuerte que el enlace sencillo del cloro, pero más débil que el enlace triple del nitrógeno. Como resultado, la energía del enlace químico aumenta en el siguiente orden: Br₂, Cl₂, O₂, N₂.

Ejemplo 5. Determinar el tipo de red cristalina de las siguientes sustancias: grafito, cinc, cloruro de cinc, dióxido de carbono sólido.

Solución: El grafito, al igual que el diamante, tiene una red cristalina atómica, mientras que el cinc presenta una red cristalina metálica. El cloruro de cinc tiene una red cristalina iónica. En los nodos de la red cristalina del dióxido de carbono (IV) sólido se encuentran moléculas de CO₂, por lo tanto, esta sustancia en estado sólido tiene una red cristalina molecular.

Determinar cuáles de las siguientes moléculas: CO, CO₂, C₂H₂, H₂S, PH₃, Cl₂ son apolares.

5.2.
Caracterizar las capacidades de valencia de los átomos de flúor y bromo.

5.3.
Ordenar las moléculas Cl₂, Br₂, O₂, N₂ según el aumento de la longitud del enlace químico.

5.4.
Ordenar las moléculas H₂O, H₂S, H₂Se, H₂Te según el aumento de la energía del enlace entre el elemento y el hidrógeno.

5.5.
Determinar el tipo de red cristalina de las siguientes sustancias: hierro, silicio, yodo, fluoruro de calcio

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