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Por qué la molécula de agua forma un ángulo de 104,45º

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Por qué la molécula de agua forma un ángulo de 104,45º

 

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El agua (H2O) es un compuesto que presenta gran polaridad eléctrica. Posee dos enlaces covalentes polares entre cada átomo de Hidrógeno (H) y el átomo de Oxígeno (O). La electronegatividad del Oxígeno es 3,5 y la del Hidrógeno 2,1; entonces la diferencia de electronegatividad entre ambos es 1,4 (3,5 - 2,1 = 1,4) lo que les confiere a estos enlaces una alta polaridad eléctrica. El Oxígeno tiene 6 electrones en su capa de valencia y requiere 2 más para llenarla, mientras que el Hidrógeno tiene 1 electrón en su capa de valencia y requiere 1 más para llenarla. Para ello, se comparten dos pares de electrones entre el O y los dos átomos de H. El Oxígeno aporta 2 electrones (1 para cada átomo de H) y los átomos de Hidrógeno le aportan al Oxígeno 2 electrones (cada átomo de H aporta 1 electrón). Como el O es más electronegativo que el H, en la molécula de agua el O se comporta como polo negativo y los H como polos positivos. Esto es así porque en los enlaces H-O el par de electrones compartido está más corrido hacia el lado del O.

Como los dos átomos de Hidrógeno tienen carga positiva, se repelen y deberían posicionarse en los extremos opuestos de la molécula para formar un ángulo de 180º, aunque esto no es lo que ocurre. Debido a que los pares de electrones compartidos se acercan hacia el lado del Oxígeno, se repelen entre sí. Ademas, el Oxígeno posee dos pares de electrones no compartidos que también repelen a los electrones compartidos que están corridos hacia el lado del Oxígeno. Estas repulsiones entre los electrones empujan a los enlaces H-O, que se estabilizan en un ángulo de 104,45º entre sí.

Si se hace la suma vectorial de sus momentos dipolares se encuentra que el agua es una molécula altamente polar (a diferencia del CO2 en el que los enlaces C=O forman un ángulo de 180º, y sus polaridades se cancelan).

Como se puede notar, la polaridad neta de una molécula con más de un enlace covalente no solo depende de la polaridad de estos enlaces sino que también depende de su forma, o sea de la distribución geométrica de los enlaces.

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Fuentes de información:

  • Chemical Ideas, Volumen4 (Capítulo 3.1: Chemical Bonding: Shells. páginas 37 y 38). Autor: George Burton. Publicado por: Heinemann Educational Publishers (año 2000) ISBN-10: 0-435631-209 (en inglés)
  • AS Chemistry for AQA (Module 1. Part 2: Bonding. "Polar Bonds", página 29) - Escrito por John Atkinson, Carol Hibbert - Publicado por Heinemann Educational Publishers (Año 2000). ISBN de 10 dígitos: 0-435581-34-1 (en inglés)
  • General, Organic, and Biological Chemistry. Fourth Edition (Capítulo 5.10: "Bond Polarity", página 115). Autor: H. Stephen Stoker. Publicado por Houghton Mifflin Company (año 2007). ISBN-13: 978-0-618-60606-1 (en inglés)
  • Chemical Ideas, Volumen4 (Capítulo 3.3: The shapes of molecules: Electron pair repulsions. páginas 44 a 46). Autor: George Burton. Publicado por: Heinemann Educational Publishers (año 2000) ISBN-10: 0-435631-209 (en inglés)
  • Soil and Water Chemistry: An Integrative Approach (Capítulo 5: "Soil water chemistry", 5.1: "Nature of water", página 183). Autor Michael E. Essington. Publicado por CRC Press (año 2004). ISBN: 0-8493-1258-2 (en inglés)
  • Nanomedicine: Science, Business, and Impact (2.3: "Molecules of life", página 38). Autor: Michael Hehenberger. Publicado por Pan Stanford Publising (año 2016). ISBN-13: 978-981-4613-77-4
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